Презентация, доклад по химии на тему Строение атома

Основное и возбужденное состояние атомов

вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

Атомное ядро – состоит из нуклонов (лат. nucleus ядро ):
протонов (греч. protos – первый) и
нейтронов (греч. neitrum – ни то, ни другое).

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра отрицательно заряженных электронов.

массу 1, 0073.
Число протонов равно порядковому номеру и обозначается Z – заряд ядра.

Нейтрон n⁰– частица в составе ядра. Не имеет заряда.
Относительная масса 1,0087.
Число нейтронов обозначается буквой N.
Может меняться в атомах одного и того же элемента.

Электрон е – частица в составе электронной оболочки. Имеет отрицательный заряд, равный по величине, но противоположный по знаку заряду протона. Масса электрона примерно в 2000 раз меньше массы протона и практически не влияет на массу атома.

чис электронов (число р⁺ = числу е ):

N(e) = N(p⁺) = Z


Массовое число А (относительная атомная масса)
складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного атома.

Число нейтронов равно разности массового числа и заряда ядра.

А = N(p⁺) + N(nº)
N(nº) = A – Z

протонов).
Количество протонов неизменно, количество нейтронов может меняться.

Атомы с одинаковым зарядом ядра (количеством протонов), но разным числом нейтронов в ядре, т.е. разной массой, называются изотопами (нуклидами).











Один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов. Все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

других частиц, он одновременно является и частицей, и волной, т.е. имеет двойственную природу.


С одной стороны, обладая малой массой, электрон проявляет свойства частицы.
С другой стороны, электрон движется с такой высокой скоростью, что фактически «размазан» по атому, он находится не в одной конкретной точке, а образует «электронное облако».

орбиталью.

n;

Побочное (орбитальное) квантовое число l;

Магнитное квантовое число ml;

Спиновое квантовое число ms.

уровень электрона (равно номеру периода).

Главное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с n=1 (n=1,2,3,…) и соответствует номеру периода.

с l = 0 (l = n -1)

значения от -1 до +1, включая 0.
( ml = 2l +1)

орбиталь).

Для p-орбитали:
l=1, ml= 3 (-1,0,+1) - три равноценные ориентации в пространстве (три орбитали).

Для d-орбитали:
l=2, ml= 5 (-2,-1,0,1,2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (пять орбиталей).

Для f-орбитали:
l=3, ml= 7 (-3,-2,-1,0,1,2,3) - семь равноценных ориентаций в пространстве (семь орбиталей).

обладающие равной энергией, но отличающиеся особым свойством, спином.
 
 Графически орбиталь принято изображать в виде квадрата,
а электроны — в виде стрелок, направленных вверх или вниз.
Стрелки, направленные в противоположные стороны, означают электроны
с двумя противоположными спинами.

уровни (дом),
подуровни (этаж),
орбитали (квартира).

каждой орбитали может быть не больше двух электронов.

На
s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона,
p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов ,
d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов.

s –элементами,
p-подуровень - p –элементами,
d-подуровень - d –элементами.

порядковому номеру.

Количество энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором расположен элемент.

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне равно номеру группы, в которой расположен элемент.

При более подробном описании электронной конфигурации рассматривают не только количество электронов на данном энергетическом уровне, но и их распределение по подуровням.  Каждая незаполненная орбиталь обозначается пустым квадратиком.

в порядке увеличения энергии, снизу вверх. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, т. е. среди свободных орбиталей он выбирает орбиталь с самой низкой энергией.
Порядок заполнения энергетических подуровней (см. рис.) можно запомнить в виде ряда:   1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s….

 Если два электрона находятся на одной орбитали, то они обладают противоположными спинами (стрелки направлены в разные стороны). Такие электроны называют спаренными. Если на орбитали находится только один электрон, то его называют неспаренным.

неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

электроны заполнят 4s-подуровень и лишь затем 3d-подуровень.

Для удобства запоминания порядка заполнения энергетических подуровней лучше воспользоваться следующей схемой: в каждой отдельной строке написать возможные типы орбиталей для каждого уровня, провести стрелки под углом 450 и «расселять» электроны по подуровням, ориентируясь по стрелкам сверху вниз.

помощью квадратиков со стрелками (часто называют энергетическими диаграммами);
в строчку, когда перечисляются все занятые энергетические подуровни с указанием общего числа электронов на каждом из них.

(невозбужденном) состоянии атома или его ионов

1s²2s²2p63s²3p6...

Количество электронов

Номер уровня

Подуровень

в виде стрелок: ↑или↓.

Электронно –графическая схема

Pd, Ag, Pt, Au  имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома. Например, электронная формула атома меди, исходя из вышенаписанного, должна иметь вид: Cu 1s22s22p63s23p64s23d9  .В действительности один из двух 4s-электронов «проваливается» на 3d-подуровень, и атом меди имеет следующую конфигурацию Cu 1s22s22p63s23p64s13d10 : 

Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:   Pd 1s22s22p63s23p64s23d104p65s04d10
. 

конфигурациями с наименьшей  энергией и соответствуют основному состоянию атома.

Получив энергию извне (облучение или нагревание системы), один либо несколько электронов могут переходить на более высокий энергетический подуровень.

Состояние атома, при котором электрон из электронной пары с предыдущего подуровня «распаривается» и переходит на следующий подуровень, называется возбужденным состоянием атома.

электроны атома могут распариваться, перескакивать на на другой подуровень, т.е. атом переходит в возбужденное состояние, поэтому валентность может быть постоянной и переменной. При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, число связей, образуемых атомом, увеличивается.

Высшая валентность всегда равна номеру группы.

Для определения низшей переменной валентности (количества свободных электронов) , которой чаще всего обладают неметаллы, необходимо из 8 вычесть номер группы.

валентность 8 – 6 = II

В кислородсодержащих бинарных соединениях проявляется высшая или
промежуточная валентность,
в водородных соединениях неметаллов – низшая валентность.

путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).





Примеры:
S2- (16+2=18е)
P3+ (15-3=12е)
Na+ (11-1=10е)

Электронная формула иона получается путем добавления или вычитания электронов из электронной формулы атома ( до инертной оболочки – 8е).

Ca2+ 1s22s22p63s23p6
(ушли 2 внешних электрона – 18е,

конфигурация инертного газа аргона)

Изоэлектронные частицы – это атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки.

Например, ион Ca2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.