X
Код презентации скопируйте его
Строение атома
Скачать эту презентацию
Презентация на тему Строение атома
Скачать эту презентациюCлайд 1
Строение атома 11 класс
Cлайд 2
Первая гипотеза строения атома предложена английским учёным Томсоном(1904)-статическая или электронно-ионная теория
Cлайд 3
Для проверки гипотезы Томсона Резерфорд (1911) провёл серию опытов по рассеиванию альфа -частиц тонкими металлическими пластинами.
Cлайд 4
Планетарная модель атома электрон + Общий заряд атома равен 0 - 3 - - Ядро
Cлайд 5
Cлайд 6
- Сравнение размеров ядра и электрона Ядро
Cлайд 7
Распределение электронов по электронным уровням Н + 1 Не + 2 Li + 3 + 4 Be B + 5 C + 6 N + 7 O + 8 F + 9 Ne + 10 Na + 11
Cлайд 8
Максимальное количество электронов на уровне 2 8 8
Cлайд 9
Заполнение электронами четвертого энергетического уровня 8 1 K Ca Sc Ti 2 9 10 Zn 18 Ga 3 Ge 4 Kr 8 2 8
Cлайд 10
Э Z А А- атомное число – относительная атомная масса Z-зарядное число- заряд ядра атома
Cлайд 11
Изотопы Изотопы − атомы с одинаковыми значениями Z, но различными А то есть разное число нейтронов n0
Cлайд 12
Строение ядра Аr = 1 Аr = 4 Аr = 7 Протон – масса = 1, заряд = +1 Нейтрон – масса = 1, заряд = 0 +3 Н+1 + 1 Не+2 Li
Cлайд 13
Изотопы Протон Дейтерий Тритий 1+ 3 Разновидности атомов с одинаковым зарядом ядра, но разными относительными атомными массами называются изотопами 11+ Н + 1 21+ Н Н
Cлайд 14
Электронное облако
Cлайд 15
Спин электрона Вращение по часовой стрелке – положительный спин Вращение против часовой стрелки – отрицательный спин
Cлайд 16
Формы электронных облаков Сферическая форма (S - электронное облако) Форма объемной восьмерки (p – электронное облако) Перекрещенные объемные восьмерки (d – электронное облако)
Cлайд 17
Cлайд 18
Cлайд 19
Электронная формула атома и ее графическое изображение у элементов первого периода Н 1S1 Номер уровня Форма орбитали Количество электронов на орбитали Не 1S2 орбиталь
Cлайд 20
Элементы второго периода Li 1S2 2S1 Be 1S2 2S2 B 1S2 2S2 2p1 C 1S2 2S2 2p2 N 1S2 2S2 2p3 O 1S2 2S2 2p4 F 1S2 2S2 2p5 Ne 1S2 2S2 2p6
Cлайд 21
Na Строение атома натрия 2S2 2p6 3S1 1S2
Cлайд 22
Изменение внешнего электронного уровня у элементов третьего периода Mg 3S2 Na 3S1 Al 3S2 3p1 Si 3S2 3p2 P 3S2 3p3 S 3S2 3p4 Cl 3S2 3p5 Ar 3S2 3p6
Cлайд 23
Распределение электронных подуровней
Cлайд 24
Электронная формула 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 4f 5d 5f……7f Cu - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 S - 1s2 2s2 2p 6 3s2 3p4 Se - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4
Cлайд 25
Валентные электроны S - 1s2 2s2 2p 6 3s 3p 2 4 Se - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p4 Na - 1s2 2s2 2p6 3s1
Cлайд 26
Точный "адрес" электрона в оболочке определяется с помощью квантовых чисел. n- главное квантового числа принимать только целые значения- номер уровня n 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q
Cлайд 27
ℓ-орбитальное квантовое число, номер для подуровня ℓ-изменяется от 0 до n-1 ℓ= 0 – это s-подуровень, ℓ = 1 – это p-подуровень, ℓ= 2 – это d-подуровень, ℓ = 3 – это f-подуровень
Cлайд 28
Магнитное квантовое число ml определяет ориентацию электронного облака в пространстве, связано с ℓ и может принимать целочисленные значения ℓ от –l до +l через 0. d электронов ℓ = 2, ml = –2, –1, 0, +1, +2.
Cлайд 29
Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Может принимать значения +½ и –½ ms = +1/2 ms = - 1/2 ,
Cлайд 30
Принцип Паули или запрета : Никакие два электрона в одном атоме не могут характеризоваться одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Правило Клечковского: Энергия уровней и подуровней возрастает в порядке увеличения суммы n + l, а при одном и том же значении этой суммы ниже располагаются уровни с меньшим n.
Cлайд 31
Правило Хунда (Гунда) – суммарное значение спинового квантового числа электронов -должно быть максимальным.
