Школьные учебники / Презентации по предметам » Презентации » Другие презентации » Презентация по химии на тему "Строение атома"

Презентация на тему: "Презентация по химии на тему "Строение атома""

Презентация по химии на тему "Строение атома" - Скачать презентации бесплатно ☑ Презентации по предметам на school-textbook.com
Смотреть онлайн
Поделиться с друзьями:
Cкачать презентацию: Презентация по химии на тему "Строение атома"

Презентация "Презентация по химии на тему "Строение атома"" онлайн бесплатно или скачать на сайте электронных школьных учебников/презентаций school-textbook.com

Строение атома<br><br>Презентацию подготовила <br>учитель химии Ларина Г.В.<br>
1 слайд

Строение атома

Презентацию подготовила
учитель химии Ларина Г.В.

Первая гипотеза строения атома предложена английским учёным Томсоном(1904)-статическая или электронн
2 слайд

Первая гипотеза строения атома предложена английским учёным Томсоном(1904)-статическая или электронно-ионная теория

Для проверки гипотезы Томсона Резерфорд (1911) провёл серию опытов по рассеиванию альфа  -частиц тон
3 слайд

Для проверки гипотезы Томсона Резерфорд (1911) провёл серию опытов по рассеиванию альфа -частиц тонкими металлическими пластинами.


Планетарная модель атома<br>Ядро<br>электрон<br>+<br>Общий заряд атома равен 0<br>-<br>3<br>-<br>-<b
4 слайд

Планетарная модель атома
Ядро
электрон
+
Общий заряд атома равен 0
-
3
-
-

атом <br>ядро<br>Протон <br>Нейтрон <br>Электронная<br> оболочка<br>Электроны <br>
5 слайд

атом
ядро
Протон
Нейтрон
Электронная
оболочка
Электроны

Ядро<br>-<br>Сравнение размеров ядра и электрона<br>
6 слайд

Ядро
-
Сравнение размеров ядра и электрона

Распределение электронов по электронным  уровням<br>Н<br>+ 1<br>Не<br>+ 2<br>Li<br>+ 3<br>+ 4<br>Be<
7 слайд

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

Максимальное количество электронов на уровне<br>2<br>8<br>8<br>
8 слайд

Максимальное количество электронов на уровне
2
8
8

Заполнение электронами четвертого энергетического уровня<br>2<br>8<br>8<br>1<br>K<br>Ca<br>Sc<br>Ti<
9 слайд

Заполнение электронами четвертого энергетического уровня
2
8
8
1
K
Ca
Sc
Ti
2
9
10
Zn
18
Ga
3
Ge
4
Kr
8

Э<br><br>Z<br>А<br>А- атомное число – <br>относительная атомная масса<br>Z-зарядное число- заряд ядр
10 слайд

Э

Z
А
А- атомное число –
относительная атомная масса
Z-зарядное число- заряд ядра
атома

Изотопы <br>Изотопы − атомы с одинаковыми значениями Z, но различными А то есть разное число нейтрон
11 слайд

Изотопы
Изотопы − атомы с одинаковыми значениями Z, но различными А то есть разное число нейтронов n0

Строение ядра<br>Н+1<br>Аr = 1<br>+ 1<br>Не+2<br>Аr = 4<br>+ 1<br>+ 1<br>Li <br>Аr = 7<br>+ 1<br>+ 1
12 слайд

Строение ядра
Н+1
Аr = 1
+ 1
Не+2
Аr = 4
+ 1
+ 1
Li
Аr = 7
+ 1
+ 1
+ 1
Протон – масса = 1, заряд = +1
Нейтрон – масса = 1, заряд = 0
+3

Изотопы<br>11+ Н<br>+ 1<br>21+ Н<br>+ 1<br>    Н<br>+ 1<br>Протон<br>Дейтерий<br>Тритий<br>1+<br>3<b
13 слайд

Изотопы
11+ Н
+ 1
21+ Н
+ 1
Н
+ 1
Протон
Дейтерий
Тритий
1+
3
Разновидности атомов с одинаковым зарядом ядра, но разными относительными атомными массами называются изотопами

Электронное облако<br>
14 слайд

Электронное облако

Спин электрона<br>Вращение по часовой стрелке – положительный спин<br>Вращение против часовой стрелк
15 слайд

Спин электрона
Вращение по часовой стрелке – положительный спин
Вращение против часовой стрелки – отрицательный спин

Формы электронных облаков<br>Сферическая форма<br> (S - электронное облако)<br>Форма объемной восьме
16 слайд

Формы электронных облаков
Сферическая форма
(S - электронное облако)
Форма объемной восьмерки (p – электронное облако)
Перекрещенные объемные восьмерки
(d – электронное облако)

17 слайд

18 слайд

Электронная формула атома и ее графическое изображение у элементов первого периода<br>Н<br>1S1<br>Но
19 слайд

Электронная формула атома и ее графическое изображение у элементов первого периода
Н
1S1
Номер уровня
Форма орбитали
Количество электронов на орбитали
Не
1S2
орбиталь

Точный  "адрес" электрона в оболочке определяется с помощью <br>квантовых чисел.<br>n- гла
20 слайд

Точный "адрес" электрона в оболочке определяется с помощью
квантовых чисел.
n- главное квантовое число;
показывает общий запас энергии электрона, а значит, его удалённость от ядра: чем выше энергия электрона, тем он дальше от ядра; n принимает целые значения от 1 до 7, соответствует номеру энергетического уровня, на котором находится электрон.

 ℓ-побочное (орбитальное) квантовое число, номер для подуровня.<br>Отражает разное энергетическое со
21 слайд

ℓ-побочное (орбитальное) квантовое число, номер для подуровня.
Отражает разное энергетическое состояние электрона в пределах уровня, определяет форму орбитали, соответствует подуровню (s, p, d, f). Принимает значения от 0 до n-1. Число значений ℓ равно числу подуровней в уровне.

ℓ= 0 – это s-подуровень,
ℓ = 1 – это p-подуровень,
ℓ= 2 – это d-подуровень,
ℓ = 3 – это f-подуровень

   Магнитное квантовое число mℓ определяет ориентацию электронного облака в пространстве, связано с
22 слайд

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.
Число значений mℓ равно числу орбиталей в подуровне.
Например, ℓ = 2; тогда mℓ принимает значения: -2; -1; 0; +1; +2 – всего 5 значений. Это значит, что в d-подуровне пять орбиталей.

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. <br>Может
23 слайд

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси.
Может принимать значения +½ и –½

ms = +1/2
ms = - 1/2


,

Любой электрон в атоме можно описать четырьмя квантовыми числами.

Для объяснения порядка заполнения электронами оболочек нужно знать следующие правила:<br>1. Принцип
24 слайд

Для объяснения порядка заполнения электронами оболочек нужно знать следующие правила:
1. Принцип Паули, или запрета (1925г): в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.
На любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположно направленные спины. Такие электроны называются спаренными.

2. Правило Хунда  (Гунда) (1927г.). Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное чис
25 слайд

2. Правило Хунда (Гунда) (1927г.). Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Заполнение энергетических орбиталей азота:
а - правильная схема, б - неправильная схема.

Этот принцип состоит из двух правил:<br>электрон занимает подуровень с наименьшим значением суммы гл
26 слайд

Этот принцип состоит из двух правил:
электрон занимает подуровень с наименьшим значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n+l);
если эта сумма одинакова у нескольких подуровней, электрон займёт подуровень с наименьшим значением главного квантового числа.

3. Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского) (1961 г.): в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.

   Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем орбиталь 3d, где сумма
27 слайд

Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем орбиталь 3d, где сумма n+l = 3+2 = 5. При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем 4р.

<br><br><br><br><br><br><br><br>
28 слайд









Элементы второго периода<br>Li<br>1S2 2S1<br>Be<br>1S2 2S2<br>B<br>1S2 2S2 2p1<br>C<br>1S2 2S2 2p2<b
29 слайд

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

Na<br>Строение атома натрия<br>2S2<br>2p6<br>3S1<br>1S2 <br>
30 слайд

Na
Строение атома натрия
2S2
2p6
3S1
1S2

Изменение внешнего электронного уровня у элементов третьего периода<br>Mg 3S2<br>Na 3S1<br>Al   3S2
31 слайд

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

<br><br>Обычный порядок заполнения атомных орбиталей:<br> 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
32 слайд



Обычный порядок заполнения атомных орбиталей:
 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d <7p <
8 s < 5(g) < 6 f < 7 d …

Количество орбиталей на каждом электронном уровне.

Электронная формула<br><br>1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 4f 5d 5f……7f<br>  Cu - 1s2 2s2 2p6 3s2 3
33 слайд

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

Валентные электроны<br>S   - 1s2 2s2 2p 6 3s 3p<br>2<br>4<br>Se - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p4<br
34 слайд

Валентные электроны
S - 1s2 2s2 2p 6 3s 3p
2
4
Se - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p4
Na - 1s2 2s2 2p6 3s1

Домашнее задание<br>         Для элементов  азот, селен, барий<br>1)указать строение атома , с указа
35 слайд

Домашнее задание
Для элементов азот, селен, барий
1)указать строение атома , с указанием электронно-графической формулы;
2) указать квантовые числа
для 6 электрона у азота
для 18 электрона у селена
для 45-го и валентных электронов бария

Отзывы по презентациям на сайте school-textbook.com "Презентация по химии на тему "Строение атома"" (0)
Оставить отзыв
Прокомментировать

Путеводитель по миру знаний. Тем, кто хочет учиться.

Свяжитесь с нами