Строение атома
презентация к уроку по химии (8 класс)

Слайд 1

Слайд 2

Основные понятия. Атом – электронейтральная микросистема, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов (размер атома 1•10 -8 см).

Слайд 3

Протон – это стабильная элементарная частица, входящая в состав всех ядер атомов, имеющая массу=1,67310 -27 кг и заряд = +1.

Слайд 4

Нейтрон - это электрически нейтральная элементарная частица, входящая в состав ядра и имеющая массу = 1, 675 10 -27 кг Нуклоны – это протоны и нейтроны.

Слайд 5

Электрон – это элементарная частица, материальный носитель наименьшей массы ( 0,9110 -27 г) и наименьшего электрического заряда в природе (=-1)

Слайд 6

А – массовое число атома. А = Z+N Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Изотопы – атомы одного и того же химического элемента, имеющие одинаковое число протонов, но различающиеся массовым числом, за счет разного числа нейтронов в ядре.

Слайд 7

Атомная орбиталь (АО) – область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно (90%) нахождение электрона.

Слайд 8

Квантовые числа : Главное ( n ) Орбитальное ( l) Магнитное ( m l ) Спиновое ( m s )

Слайд 9

Главное квантовое число ( n) . Характеризует запас энергии электрона. Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. n= 1,2,3… , соответствует номеру периода в ПСХЭМ.

Слайд 10

Чем больше n , тем электрон дальше от ядра, тем больше запас его энергии, тем слабее связь с ядром, тем легче удалить электрон из атома. Энергетический уровень (ЭУ) – совокупность электронных состояний, имеющих одинаковое значение n . ЭУ обозначается 1,2,3… или соответствующими буквами K, L, M, N, O...

Слайд 11

Орбитальное квантовое число ( l) Характеризует геометрическую форму орбитали . Определяет число подуровней на ЭУ. Принимает значения: от 0 до ( n-1) . значение l 0 1 2 3 подуровень s p d f

Слайд 12

При n =1 , L =0 (первый ЭУ, один s- подуровень ). Форма орбитали – сферическая.

Слайд 13

При n =2 , L =0, 1 (второй ЭУ, два подуровня s и p ). Форма орбитали – гантель .

Слайд 14

При n =3 , L =0,1,2 (третий ЭУ , три подуровня s, p и d ). Форма орбитали сложная . Возможные форма d- орбиталей:

Слайд 15

Возможные форма f- орбиталей:

Слайд 16

Номер уровня указывает на число подуровней, которыми он располагает. Энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l .

Слайд 17

Магнитное квантовое число m l Характеризует число способов взаимной ориентации ЭО. Принимает значения: m l = -l ,…0,…+ l Если l =0 ( s ) , то m l =0 (сфера – одна ориентация в пространстве). Если l =1 ( p ), то m l =-1, 0, +1 .( три орбитали гантели, три ориентации p- орбиталей в пространстве).

Слайд 19

Общее число орбиталей на энергетическом уровне равно n 2 . Число орбиталей на подуровне равно ( 2 l + 1 ) .

Слайд 20

Спиновое квантовое число m s . Характеризует собственный момент импульса электрона, связанный с вращением электрона вокруг собственной оси при его вращении вокруг ядра. Принимает значения +1 /2 или -1/2 (по часовой стрелке, либо против часовой стрелки )

Слайд 21

Принципы заполнения атомных орбиталей. Принцип Паули : в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел . Квантовые числа n l m l m s Первый электрон 1 0 0 +1/2 Второй электрон 1 0 0 -1/2

Слайд 22

Каждая орбиталь может вместить только 2 электрона , имеющих противоположно направленные спины. Максимальное число электронов на подуровнях: s 2 , p 6 , d 10 , f 14

Слайд 23

Максимальное количество электронов на энергетическом уровне определяется по формуле : N = 2n 2 , где N – число электронов, n – номер энергетического уровня.

Слайд 24

2.Принцип наименьшей энергии . Основному состоянию атома соответствует минимальная суммарная энергия электронов.

Слайд 25

Правило Клечковского . Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел ( n+ l ) , а при одинаковых значении ( n+ l ) в порядке возрастания числа n . 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p, 6s,4f,5d ,6р…

Слайд 26

Соответственно правилу Клечковского энергия возрастает в ряду: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p, 6s,4f,5d ,6р…

Слайд 27

3. Правило Гунда ( Хунда ). При заполнении электронами орбиталей каждого данного подуровня число неспаренных электронов на нем должно быть максимальным.

Слайд 28

Электронные конфигурации элементов - V периодов .

Слайд 29

№ эл-та Хим . знак Название элемента Электронная формула 1 Н водород 1s 1 2 Не гелий 1s 2 II период 3 Li литий 1s 2 2s 1 4 Be бериллий 1s 2 2s 2 5 B бор 1s 2 2s 2 2p 1 6 C углерод 1s 2 2s 2 2p 2 7 N азот 1s 2 2s 2 2p 3 8 O кислород 1s 2 2s 2 2p 4 9 F фтор 1s 2 2s 2 2p 5 10 Ne неон 1s 2 2s 2 2p 6

Слайд 30

№ эл-та Хим . знак Название элемента Электронная формула III период 11 Na Натрий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 12 Mg Магний 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 13 Al Алюминий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 14 Si Кремний 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 15 P Фосфор 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 16 S Сера 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 17 Cl Хлор 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 18 Ar Аргон 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

Слайд 31

№ эл-та Хим . знак Название элемента Электронная формула IV период 19 K Калий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 20 Ca Кальций 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 21 Sc Скандий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 22 Ti Титан 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 23 V Ванадий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 24 Cr Хром 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 25 Mn Марганец 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 26 Fe Железо 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 27 Co Кобальт 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 28 Ni Никель 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 29 Cu Медь 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 30 Zn Цинк 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Слайд 32

№ эл-та Хим . знак Название элемента Электронная формула I V период 31 Ga Галлий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 32 Ge Германий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 33 As Мышьяк 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 34 Se Селен 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 35 Br Бром 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 36 Kr Криптон 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Слайд 33

«Провал» или «проскок» электрона. большая устойчивость у подуровней, заполненных наполовину или полностью электронами. Конфигурации d 5 и d 10 устойчивее чем d 4 и d 9 .

Слайд 34

Элементы с «аномальными» электронными конфигурациями: Молибден Рутений Родий Палладий Серебро Лантан Платина Золото Актиний

Слайд 35

В зависимости от заполняемого в последнюю очередь энергетического подуровня, элементы делятся на семейства: s - элементы p - элементы d - элементы f - элементы

Слайд 36

Электронные аналоги – элементы с одинаковым строением внешнего энергетического уровня (например, элементы  группы, гл. подгруппы). Они имеют сходные химические свойства, но различную химическую активность.

Слайд 37

Нормальное и возбужденное состояния атома При сообщении энергии атом переходит в возбужденное состояние, характеризующееся перестройкой электронной конфигурации: один из электронов с более низкого по энергии подуровня переходит на другой, энергия которого выше.

Слайд 38

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева в свете учения о строении атома.

Слайд 39

Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений, находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Слайд 40

У элементов периодически повторяются электронные конфигурации атомов и поэтому периодически повторяются химические свойства, которые определяются электронной конфигурацией атомов.

Слайд 41

Периодически изменяются: атомные радиусы, энергии ионизации и сродства к электрону, электроотрицательности .

Слайд 42

Радиус атома (орбитальный радиус) –теоретически рассчитанное расстояние от центра ядра атома до максимума электронной плотности внешнего квантового слоя.

Слайд 43

Энергия ионизации – это энергия , которую надо затратить для отрыва электрона, наиболее слабо связанного с ядром невозбужденного атома . Сродство к электрону – это величина энергии, выделяемая (или поглощаемая) при присоединении атомом электрона.