Lektsia_3_Stroenie_atoma_chast_2


Чтобы посмотреть презентацию с картинками, оформлением и слайдами, скачайте ее файл и откройте в PowerPoint на своем компьютере.
Текстовое содержимое слайдов презентации:

проф. Дедов Алексей Георгиевич Российский Государственный Университет нефти и газа им.И.М.ГубкинаКАФЕДРА ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ Курс лекций Лекция 3 часть 2 Начало современной теории электронного строения атомов - планетарная модель атома Бора, 1913 г. Обоснование этой и других более поздних моделей – атомные спектры и энергии ионизации атомов. Энергия ионизации – энергия, необходимая для такого возбуждения электрона, чтобы он смог отделиться от атома. Na (г) Na+ (г) + e- ΔH°1, m= + 495 кДж/моль Na+ (г) Na2+ (г) + e- ΔH°1, m= + 4563 кДж/моль Первая и вторая энергии ионизации Спектр электромагнитного излучения Спектр видимого излучения 4·10-7м 7·10-7м Атомные спектры излучения Спектры поглощения Спектры испускания натрий водород гелий энергии Примеры атомных спектров испускания Эмиссионная спектроскопия Нильс Бор (1885-1962) Планетарная модель Бор, 1913г. Ква́нтовая меха́ника — раздел теоретической физики, описывающий квантовые системы и законы их движения. Кванты (1900г., М.Планк) Фотоны (1905г., А.Эйнштейн) Корпускулярно-волновой дуализм электрона (1924г., Л. де Бройль ) Волновое уравнение (1926г., Э.Шредингер) Принцип неопределенности (1927г., Гейзенберг) Спин электрона (1927г., П.Дирак) В 1900 году Макс Планк предложил, что поглощение или испускание энергии может осуществляться только строго определенными дискретными порциями - квантами Кванты (1900г., М.Планк) Фотоны (1905г., А.Эйнштейн) Корпускулярно-волновой дуализм электрона (1924г., Л. де Бройль ) Волновое уравнение (1926г., Э.Шредингер) Принцип неопределенности (1927г., Гейзенберг) Спин электрона (1927г., П.Дирак) В 1905 году Альберт Эйнштейн постулировал, что любое излучение состоит из дискретных частиц квантов излучения - фотонов Кванты (1900г., М.Планк) Фотоны (1905г., А.Эйнштейн) Корпускулярно-волновой дуализм электрона (1924г., Л. де Бройль ) Волновое уравнение (1926г., Э.Шредингер) Принцип неопределенности (1927г., Гейзенберг) Спин электрона (1927г., П.Дирак) В 1924 году Луи де Бройль распространил представление о корпускулярно-волновом дуализме на электроны Е = hν = hc/λ Энергия фотона λ = h/mυ Уравнение де Бройля h = 6,6261937.10-34 Дж. с Кванты (1900г., М.Планк) Фотоны (1905г., А.Эйнштейн) Корпускулярно-волновой дуализм электрона (1924г., Л. де Бройль ) Волновое уравнение (1926г., Э.Шредингер) Принцип неопределенности (1927г., Гейзенберг) Спин электрона (1927г., П.Дирак) В 1926 году Эрвин Шредингер предложил для описания движения субатомных частиц знаменитое волновое уравнение Кванты (1900г., М.Планк) Фотоны (1905г., А.Эйнштейн) Корпускулярно-волновой дуализм электрона (1924г., Л. де Бройль ) Волновое уравнение (1926г., Э.Шредингер) Принцип неопределенности (1927г., Гейзенберг) Спин электрона (1927г., П.Дирак) В 1927 году Вернером Гейзенбергом был сформулирован Принцип неопределенности: положение и скорость субатомной частицы не поддаются одновременному определению с абсолютной точностью Кванты (1900г., М.Планк) Фотоны (1905г., А.Эйнштейн) Корпускулярно-волновой дуализм электрона (1924г., Л. де Бройль ) Волновое уравнение (1926г., Э.Шредингер) Принцип неопределенности (1927г., Гейзенберг) Спин электрона (1927г., П.Дирак) В 1925 году Поль Дирак развил матричную формулировку квантовой механики, предсказал существование спина электрона Атомы или молекулы испускают или поглощают электромагнитное излучение при изменении своего энергетического состояния. Е = hν = hc/λ Основные идеи квантовой механики 2. Атомы или молекулы могут существовать только в определенных энергетических состояниях. Когда атом или молекула изменяет свое энергетическое состояние, они должны испустить или поглотить такое количество энергии, чтобы можно было перейти в новое энергетическое состояние («условие квантования»). Основные идеи квантовой механики 3. Энергетическое состояние атома или молекулы может быть описано при помощи определенного набора параметров, называемых квантовыми числами. Основные идеи квантовой механики Орбиталь – область пространства, в которой высока вероятность нахождения электрона. Электронное облако – распределенный в пространстве заряд электрона Энергетическое состояние электронов характеризуют квантовые числа n – главное квантовое числоl – орбитальное квантовое число m – магнитное квантовое число s – спиновое квантовое число Главное квантовое число (n) характеризует оболочку (энергетический уровень), в которой находится электрон, определяет энергию электрона, степень удаленности от ядра, размеры электронной орбитали Энергетическое состояние электронов характеризуют квантовые числа n – главное квантовое числоl – орбитальное квантовое число m – магнитное квантовое число s – спиновое квантовое число Орбитальное квантовое число (l) характеризует подоболочку (энергетический подуровень), на которой находится электрон, определяет пространственную форму электронной орбитали. l = 0, 1, …., (n – 1) Энергетическое состояние электронов характеризуют квантовые числа n – главное квантовое числоl – орбитальное квантовое число m – магнитное квантовое число s – спиновое квантовое число Магнитное квантовое число (m) характеризует расположение в пространстве орбитали, на которой находится электрон. - l  m  + l Энергетическое состояние электронов характеризуют квантовые числа n – главное квантовое числоl – орбитальное квантовое число m – магнитное квантовое число s – спиновое квантовое число Спиновое квантовое число (s) характеризует собственный магнитный момент электрона. S может принимать значения +1/2 или – 1/2. Электронная конфигурация элемента – запись распределения электронов в его атомах по оболочкам, подоболочкам и орбиталям. Принцип наименьшей энергии Наиболее устойчивым состоянием атома считается то, при котором суммарная энергия всех его электронов минимальна. Принцип наименьшей энергии Принцип Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел Правило Хунда Алгебраическое значение суммарного спина должно быть максимальным, т.е. внутри подуровней электроны заполняют все максимально возможные свободные орбитали. Электронная конфигурация некоторых атомов Н 1s1 H•He 1s2 He:Al 1s2 2s2 2p1 Al • Спасибо за внимание!

Приложенные файлы

  • ppt 18129058
    Размер файла: 866 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий