Презентация к уроку по химии (11 класс) по теме: Презентация «Движение электрона в атоме» 11 класс

Подписи к слайдам:

Двойственная природа электрона
Электрон имеет массу и заряд, как частица. Электрон проявляет волновые свойства – способен к дифракции. Электрон в атоме можно рассматривать как частицу, которая при движении проявляет волновые свойства. Т.е. нельзя описать движение электрона в атоме определенной траекторией (орбитой).
Электрон в атоме может находиться в любой точке пространства вокруг ядра, однако вероятность его пребывания в разных местах атомного пространства различна. Атомная орбиталь – область вокруг ядра атома, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.
В настоящее время считается, что состояние каждого электрона в атоме определяется с помощью четырех квантовых чисел. Первое из них называется главным квантовым числом. Оно обозначается буквой «n» и принимает значение простых целых чисел. Главное квантовое число определяет энергию электрона, степень удаленности от ядра, размеры электронной обитали.
n
1
2
3
4
5
6
7
Обозначение энергетического слоя
K
L
M
N
O
P
Q
сложн.
сложн.
Форма орбитали
g
f
d
p
s
Буквенное обозначение подуровня
4
3
2
1
0
l
ுẛѺrۘᗢကЌȁC,ǡ쎀οGroup 120#ϒȀ쎩φ䭐Ѓ!쯶оƅ଀开敲獬ⸯ敲獬콬櫁ッ،ﯠ瑠鑟僮裆寓힡㻒놀쒕똬撌柭橺軇䤿괧⍦죑싙僁ᳶ鹢尭윯ྷ娰๝ᙌꑮᡰ彟㎆꺭邶넮榨噊䬋儓䋽槉藇魲ⱌ헉쩖얌⿹ğ牟汥⽳爮汥偳ŋⴂ᐀؀ࠀ℀刀⚕얳ༀ܀搀獲搯睯牮癥砮汭䭐؅·˹ݢґᘤႊ,န$࿱܀䐀ြЎȃC,ǡ쎀οGroup 119ကĂЏਂ“PǯЂ܏‡їƿǿ̿쎀οRectangle 22ዞనᗡြzྟྠсложн.ྡ,cЀCЀྪྦрǔːϰԐтАਂ“PǯЂ܏‡їƿǿ̿쎀οRectangle 21࿌నዞြjྟྠсложн.ྡcྪྦрǔːϰԐШБਂѓJǯЂ܏їƿǿ̿쎀οRectangle 20౾న࿌ြVྟྡ CྪྦрǔːϰԐШВਂѓJǯЂ܏їƿǿ̿쎀οRectangle 19ࣅన౾ြVྟྡ CྪྦрǔːϰԐЮГਂ“PǯЂ܏‡їƿǿ̿쎀οRectangle 18ԌనࣅြVྟྡ CྪྦрǔːϰԐĔДਂ“PǯЂ܏‡їƿǿ̿쎀οRectangle 17qనԌြЊྟྠФорма орбиталиྡ.ࠀcЀCЀྪྦрǔːϰԐщЕਂѓJǯЂ܏їƿǿ̿쎀οRectangle 16ዞऽᗡనwྟྨgꄀ』ȀਈĀ܀ĀĀ挀ĀЀЀЀⰀĀĀ䌄ĀȄȀⰀꨀฏȀ܀ऀꘀఏ퐀퀁ဃ༅Ѐሀ਀ࣰᘀȀ茀଀䫰缀老怀㡀뼇ЀЀ뼀ᄀ＀᠀㼀ࠀ耀᫃뼀Ȁ刀攀挀琀愀渀最氀攀 ㄀㔀ༀჰ찀㴀⠀ༀഀ濰鼀ЏЀꠀď昀ྡࠀC,ྪЉྦрǔːϰԐуЗਂѓJǯЂ䆀ܸїƿǿ̿쎀οRectangle 14౾ऽ࿌నqྟྨdꄀ‏ȀਨĀ᐀܀ȀĀ䌀ĀЀЀⰀꨀ᠏Ā܀ऀĀĀꘀఏ퐀퀁ဃ༅Ѐ藺ሀ਀ࣰ᠀Ȁ茀଀䫰缀老ꀀ㡂뼇ЀЀ뼀ᄀ＀᠀㼀ࠀ耀᫃뼀Ȁ刀攀挀琀愀渀最氀攀 ㄀㌀ༀჰ씀㴀縀⠀ༀഀ矰鼀ЏЀꠀď瀀ྡ0ࠀc,ЁCЁ,ྪЉྦрǔːϰԐщЙਂѓJǯЂ䏀ܸїƿǿ̿쎀οRectangle 12Ԍऽࣅనwྟྨsꄀ』ȀਈĀ܀ĀĀ挀ĀЀЀЀⰀĀĀ䌄ĀȄȀⰀꨀฏȀ܀ऀꘀఏ퐀퀁ဃ༅Ѐ㛰ሀ਀ࣰᨀȀ錀଀僰缀老㡄蜇Ā뼀ЀЀ뼀ᄀ＀᠀㼀ࠀ耀᫃뼀Ȁ刀攀挀琀愀渀最氀攀 ㄀㄀ༀჰ焀㴀ఀ⠀ༀഀ껰鼀ЏЀꀀ㸏ᄀ䌄㨄㈄㔄㴄㴄㸄㔄 㸀㄄㸄㜄㴄〄䜄㔄㴄㠄㔄 㼀㸄㐄䌄䀄㸄㈄㴄伄ꄀ⸏ ਈĀ܀ἀ挀ЀЀЀ᠀Ā䌄ȄȀ᠀ꨀਏ Āꘀఏ퐀퀁ဃ༅Ѐሀ਀ࣰᬀȀ茀଀䫰缀老㡆뼇ЀЀ뼀ᄀ＀᠀㼀ࠀ耀᫃뼀Ȁ刀攀挀琀愀渀最氀攀 ㄀　ༀჰ᐀㴀ༀഀ珰鼀ЏЀꠀď㐀ྡ0ࠀc(ЁCЁ(ྪྦрǔːϰԐуМਂѓHǯЂ䜠ܸїƿǿ̿쎀οRectangle 9࿌ܔዞऽsྟྨ3ꄀ』ȀਈĀ܀ĀĀ挀ĀЀЀЀ⠀ĀĀ䌄ĀȄȀ⠀ꨀਏȀĀꘀఏ퐀퀁ဃ༅Ѐሀ਀ࣰᴀȀ茀଀䣰缀老䀀㡈뼇ЀЀ뼀ᄀ＀᠀㼀ࠀ耀ᣃ뼀Ȁ刀攀挀琀愀渀最氀攀 㠀ༀჰ縀᐀찀㴀ༀഀ珰鼀ЏЀꠀď㈀ྡ0ࠀc(ЁCЁ(ྪྦрǔːϰԐуОਂѓHǯЂ䥠ܸїƿǿ̿쎀οRectangle 7ࣅܔ౾ऽsྟྨ1ꄀ』ȀਈĀ܀ĀĀ挀ĀЀЀЀ⠀ĀĀ䌄ĀȄȀ⠀ꨀਏȀĀꘀఏ퐀퀁ဃ༅Ѐ藺ሀ਀ࣰἀȀ錀଀仰缀老耀㡊蜇Ā뼀ЀЀ뼀ᄀ＀᠀㼀ࠀ耀ᣃ뼀Ȁ刀攀挀琀愀渀最氀攀 㘀ༀჰఀ᐀씀㴀ༀഀ珰鼀ЏЀꠀď　ྡ0ࠀc(ЁCЁ(ྪྦрǔːϰԐэРਂ“NǯЂ袠ܕ‡їƿǿ̿쎀οRectangle 5qܔԌऽwྟྨlꄀ』ȀਈĀ܀Ā̀挀̀ЀЀЀ⠀ĀĀ䌄ĀȄȀ⠀ꨀฏȀ܀ऀꘀఏ퐀퀁ဃ༅Ѐ苰䈀ਁࣰ℀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㈀㌀ༀჰ焀᐀᐀ༀЀ苰䈀ਁࣰ∀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㈀㐀ༀჰ焀㴀㴀ༀЀ苰䈀ਁࣰ⌀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㈀㔀ༀჰ焀⠀⠀ༀЀ苰䈀ਁࣰ␀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㈀㘀ༀჰ焀㰀㰀ༀЀ苰䈀ਁࣰ─Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㈀㜀ༀჰ焀᐀焀㰀ༀЀ苰䈀ਁࣰ☀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㈀㠀ༀჰఀ᐀ఀ㰀ༀЀ苰䈀ਁࣰ✀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㈀㤀ༀჰ씀᐀씀㰀ༀЀ苰䈀ਁࣰ⠀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㌀　ༀჰ縀᐀縀㰀ༀЀ苰䈀ਁࣰ⤀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㌀㄀ༀჰ찀᐀찀㰀ༀЀ苰䈀ਁࣰ⨀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㌀㈀ༀჰ᐀㰀ༀЀ苰䈀ਁࣰ⬀Ȁ대଀勰缀뼁ЀЀ缀Ā뼀ᄀ쀀́쬈鰁1휀＀᠁᠀㼀ࠃࠀ耀Ⴣ뼀Ȁ䰀椀渀攀 ㌀㌀ༀჰ᐀㰀ༀЀ蛰눀਄ࣰȀሀ茀଀䋰缀耀ЀŁ଀ā㼀܀뼀က＀ࠀ耀ዃ뼀Ȁ伀戀樀攀挀琀 㔀ༀჰ숀ༀⰀༀᄀ೰섀ЋĀༀЀ蛰눀਄ࣰ̀ሀ茀଀䋰缀耀ЀɁ଀ȁ㼀܀뼀က＀ࠀ耀ዃ뼀Ȁ伀戀樀攀挀琀 㘀ༀჰ騀嘀렀ༀᄀ೰섀ЋȀༀЀ蛰눀਄ࣰЀሀ茀଀䋰缀耀Ѐ́଀́㼀܀뼀က＀ࠀ耀ዃ뼀Ȁ伀戀樀攀挀琀 㜀ༀჰ꬀茀ꀀ蘀ༀᄀ೰섀Ћ̀ༀЀደሀ਀ࣰഀ茀଀勰缀老怀࿖뼇؀؀뼀ᄀ＀᠀㼀ࠀ耀⋃뼀Ȁἀ䀄伄㰄㸄䌄㌄㸄㬄䰄㴄㠄㨄 㜀㔀ကࣰ娀฀爁༆ഀ郰鼀ЏЀꀀሀ䈄㸄䀄㸄㔄 㨀㈄〄㴄䈄㸄㈄㸄㔄 䜀㠄䄄㬄㸄 㴀〄㜄䬄㈄〄㔄䈄䄄伄 㸀䀄㄄㠄䈄〄㬄䰄㴄䬄㰄⸄ Ḁ㴄㸄 㸀㄄㸄㜄㴄〄䜄〄㔄䈄䄄伄 ㄀䌄㨄㈄㸄㤄 ꬀氀 묀 㠀 㼀䀄㠄㴄㠄㰄〄㔄䈄 㜀㴄〄䜄㔄㴄㠄伄 㸀䈄 　 㐀㸄 渀ⴀ㄀⸀ Ḁ䀄㄄㠄䈄〄㬄䰄㴄㸄㔄 㨀㈄〄㴄䈄㸄㈄㸄㔄 䜀㠄䄄㬄㸄 㸀㼄䀄㔄㐄㔄㬄伄㔄䈄 㸀䀄㄄㠄䈄〄㬄䰄㴄䬄㤄 㰀㸄㰄㔄㴄䈄 㠀㰄㼄䌄㬄䰄䄄〄 䴀㬄㔄㨄䈄䀄㸄㴄〄Ⰴ 　 䈀〄㨄㘄㔄 㼀䀄㸄䄄䈄䀄〄㴄䄄䈄㈄㔄㴄㴄䌄丄 䐀㸄䀄㰄䌄 䴀㬄㔄㨄䈄䀄㸄㴄㴄㸄㤄 㸀䀄㄄㠄䈄〄㬄㠄⸄ꄀ㸏਀܀∀挀ЀЀЀᰀ଀̀挀̀ЀЀЀᰀ쐀挀ЀЀЀᰀꨀ㨏䠀ĀĀ܀ऀ Ā̀܀ऀ蔀Āꘀఏ퐀퀁ဃ
сложн.
сложн.
Форма орбитали
g
f
d
p
s
Буквенное обозначение подуровня
4
3
2
1
0
l
ு̒Ѝ਀ѓRǯЂ홠܏їƿǿ̿쎀»οПрямоугольник 75ZĎᕲ۱ʐྟྠǠВторое квантовое число называется орбитальным. Оно обозначается буквой «l » и принимает значения от 0 до n-1. Орбитальное квантовое число определяет орбитальный момент импульса электрона, а также пространственную форму электронной орбитали.ྡ>с»ccДcྪ:HЉ Љ…ྦрǔːϰԐ
Второе квантовое число называется орбитальным. Оно обозначается буквой «l » и принимает значения от 0 до n-1. Орбитальное квантовое число определяет орбитальный момент импульса электрона, а также пространственную форму электронной орбитали.
Формы атомных орбиталей
s-орбиталь
p-орбиталь
Формы атомных орбиталей
d-АО
Формы атомных орбиталей
f-АО
Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня.
n
l
Обозначение подуровня
1
0 (одно значение)
1s
2
0;1 (два)
2s; 2р
3
0;1;2 (три)
3s; 3р; 3d
Энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l.
Магнитное квантовое число ml определяет значения проекции орбитального момента на одной из осей, а также пространственную ориентацию элементарных орбиталей и их максимальное число на электронном подуровне. –
Оно принимает все целочисленные значения от – l до + l.
Например, при l =0 ml = 0; при l =1 ml = -1; 0 ; +1; при l =2 ml = -2; -1; 0 ; +1; +2;
Любому значению l соответствует (2l+1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.
Четвертое квантовое число называется спиновым квантовым числом. Оно обозначается ms или S и может принимать два значения +1/2 и –1/2. Наличие спинового квантового числа объясняется тем, что электрон обладает собственным моментом импульса(«спином»), не связанным с перемещением в пространстве вокруг ядра.
Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.
На одной орбитали могут находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга спинами. Максимальная емкость энергетического подуровня – 2(2+l ) электронов, а уровня – 2n2.
Энергетические уровни атома
Энергетическийуровень
1
2
3
4
5
Максимальное числоэлектронов
2
8
18
32
50
Энергетические подуровни
Вид энергетического подуровня
ЧислоАО
ОбозначениеАО
Число электронов
s–подуровень
1
s –АО
2
p–подуровень
3
p –АО
6
d–подуровень
5
d –АО
10
f –подуровень
7
f –АО
14

nsportal.ru

Состояние электронов в атоме. 11-й класс

Разделы: Химия

---

В данной статье рассмотрен пример урока – презентации. Возможности презентации (см. Приложение) использованы для формирования основных понятий, необходимых для понимания школьником микромира, в частности состояния электронов в атоме. При этом процесс обучения становится более интересным, разнообразным, интенсивным.

Презентация позволяет представить достаточно сложный материал как систему ярких образов, которые наполнены исчерпывающей структурированной информацией. К тому же учащиеся имеют возможность рассмотреть данный вопрос не только с химической точки зрения, но и исторической и географической. Использование информационно-компьютерных технологий позволило улучшить качество излагаемого материала, эффективно использовать время урока, повысить качество усвоения материала.

В процессе лекции учащиеся знакомятся с основными понятиями квантовой химии, определяющими распределение электронов в атоме:

• Корпускулярно-волновой дуализм электрона;
• Принцип неопределённости Гейзенберга;
• Уравнение Шредингера;
• Квантовые числа и их физический смысл;
• Принцип наименьшей энергии;
• Принцип Паули;
• Правило Хунда,

что соответствует профильному уровню программы среднего (полного) общего образования по химии.

Материал к презентации.

Приложение. Слайд 1

Атом с более чем одним электроном представляет собой сложную систему взаимодействующих друг с другом электронов, движущихся в поле ядра.

Электрон является элементарной частицей, поведение которой подчиняется законам квантовой механики.

Слайд 2

В основе квантовой механики лежит постулат о корпускулярно-волновом дуализме, выдвинутый в 1924 году французским физиком Луи де Бройлем: «Электрон обладает двойственными корпускулярно-волновыми свойствами (как свет), то есть проявляет одновременно свойства частицы и волны».

Слайд 3

Утверждение Луи де Бройля было экспериментально доказано в 1927 году американскими учеными К. Д. Дэвиссоном и Л. Х. Джермером. Они наблюдали дифракцию электронов при отражении от монокристаллов.

Слайд 4

Вернер Карл Гейзенберг в том же году, что и Луи де Бройль сформулировал принцип неопределенности: «Невозможно в один и тот же момент времени точно определить местонахождение электрона в пространстве и его скорость».

Слайд 5, 6, 7

Основное уравнение квантовой механики — уравнение Шредингера — определяет только вероятности, т.е. потенциальные возможности обнаружения частиц в том или ином участке пространства.

Слайд 8

В данной таблице представлены физический смысл и значения квантовых чисел.

Для лучшего понимания физического смысла предложены иллюстрации в приложении, на слайдах 9, 10, 11, 12.

Слайды 13, 14, 15, 16

Заполнение электронами атомных орбиталей осуществляется согласно принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда.

Слайды 13, 14

Принцип наименьшей энергии отражает общее правило – максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии.

Слайд 15

Принцип Паули запрещает в многоэлектронном атоме находиться электронам с одинаковым набором квантовых чисел. Это означает, что два любых электрона в атоме (или молекуле, или ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы одного квантового числа, то есть на одной орбитали может быть не более двух электронов с различными спинами (спаренных электронов).

Слайд 16

В соответствии с правилом Хунда наименьшей энергией обладает электронная конфигурация с максимальным спином. Это означает, что, если на p-орбитали три электрона, то они располагаются так: , и их суммарный спин S = 3/2, а не так: , S = 1/2.

Слайд 17

Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и характеризуют энергию электрона, его спин, форму электронного облака и его ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое происходит перестройка электронного облака, то есть изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов энергии.

26.05.2011

Поделиться страницей:

xn--i1abbnckbmcl9fb.xn--p1ai

Презентация к уроку химии (11 класс) по теме: Электронное строение атома. 11 класс.

Слайд 1

Электронное строение атома Работу выполнила Преподаватель высшей категории Перепелкина Вероника Михайловна

Слайд 2

Ранние модели строения атома « Пудинг с изюмом » (1902-1904 г. Дж. Томсон) « Планетарная » (1907 г. Э. Резерфорд) « Модель Бора » (1913 г.)

Слайд 3

Современная модель атома Атом – электронейтральная частица Ядро атома – положительно заряженное Электроны – отрицательно заряженные Электроны вращаются вокруг ядра с определённой скоростью Электроны имеют двойственную природу

Слайд 4

Состав ядра атома Протоны. Масса = 1, заряд = +1 Нейтроны. Масса = 1, заряд = 0 Заряд ядра определяется количеством протонов Количество протонов соответствует порядковому номеру элемента в ПСХЭ

Слайд 5

Изотопы Изотопы – совокупность атомов, имеющих одинаковое число протонов, но различающихся количеством нейтронов в ядре атома. Изотопы различны атомной массой (А) Число нейтронов определяется по формуле: N = A – Z , где Z – порядковый номер элемента

Слайд 6

Частицы микромира Корпускулярно-волновой дуализм Электрон – частица с массой m 1 = 9*10 -28 , скорость 10 8 см/сек, заряд -1 Эксперименты в 1927 г. подтвердили явления дифракции и интерференции.

Слайд 7

Важные понятия Электронное облако – пространство около ядра атома, где сосредоточены вся масса электрона и электронная плотность Атомная орбиталь – часть э.о., где сосредоточено >90% электронной плотности Радиус АО – расстояние от ядра атома до максимальной электронной плотности

Слайд 8

Квантовые числа Квантовые числа описывают состояние электрона в атоме n – главное квантовое число, хар-т общую энергию электрона данного уровня, номер периода в ПСХЭ соотв-т к-ву энергетических уровней в атоме, n принимает целые значения

Слайд 9

Квантовые числа l – побочное квантовое число; уточняет запас энергии электрона на энергетическом уровне, хар-т связь e с ядром, а так же форму АО. Значения от 0 до n-1 l=0 – подуровень s , форма орбитали сферическая l=1 – подуровень p , объёмная форма орбитали l=2 – подуровень d , более сложная форма орбитали l=3 – подуровень f , более сложная форма орбитали Номер э.у. соответствует к-ву подуровней на данном энергетическом уровне

Слайд 11

Квантовые числа m 1 – магнитное орбитальное квантовое число соответствует распределению АО в пространстве около ядра Определяет количество АО Принимает значения -1, 0, +1

Слайд 12

Квантовые числа m s – магнитное спиновое квантовое число характеризует чисто квантовое свойство электрона Это собственный момент импульса электрона Абсолютное значение спина = ½ Проекция спина на ось может иметь лишь два значения: m s =+1/2; m s =-1/2

Слайд 13

Принципы заполнения электронных оболочек Принцип минимальной энергии: принцип Паули правило Хунда правило Клечковского

Слайд 14

Несоблюдение принципа Паули При несоблюдении принципа Паули на АО в атоме были бы электроны с одинаковыми значениями всех квантовых чисел, т.е. в ячейки могут попасть электроны с параллельными спинами

Слайд 15

Несоблюдение правила Хунда При несоблюдении правила Хунда суммарный спин не будет максимальным, а это соответствует большему значению энергии атома. Такое состояние считается неустойчивым, что соответствует возбуждённому состоянию атома

Слайд 16

Правило Клечковского Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n + l . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n .

Слайд 17

Электронные семейства s -элементы, если заполняется s -подуровень p -элементы, если заполняется p -подуровень d -элементы, если заполняется d -подуровень f -элементы, если заполняется f -подуровень

Слайд 18

Электронная формула Электронная формула атома химического элемента показывает как распределяются электроны в атоме, учитывая их характеистику квантовыми числами 109 Mt мейтнерий 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 7

Слайд 19

Электронная формула

Слайд 20

« Провал » электрона В атомах некоторых элементов электрон с s -подуровня внешнео энергетического уровня переходит на d -подуровень предвнешнего энергетического уровня. Идёт выигрыш в энергии. Атом считается симметричным, т.е. либо большинство электронов становятся неспаренными либо спаренными

Слайд 21

Задание Определить элемент: I вариант II вариант III вариант № 15; 40 № 20; 35 № 12; 28 Составить электронные и электронно-графические формулы элемента: I вариант II вариант III вариант 4s 2 3d 6 4s 2 4p 3 5s 2 4d 1

Слайд 22

Вопросы I вариант Назвать химический элемент и написать электронную формулу E  ?  5 s d 4  III вариант II вариант  ?  5 s d 4  E   ?  5 s d 4  E  

Слайд 23

Спасибо за внимание!

nsportal.ru

Урок по химии на тему «Состояние электронов в атоме» (11 класс)

Савицкая М.Г.

Тема: Состояние электронов в атоме.

Цели:

1. Дать представление о распределении ē в атомах по энергетическим уровням. Дать понятия об электронном облаке, электронной орбитали, энергетические уровни и подуровни. Раскрыть сущность формы орбиталей, взаимосвязи номера уровня и энергии ē.

2. Развивать внимание, память, речь, аналитическое мышление, способность делать выводы.

3. Воспитывать любовь к предмету.

Тип урока: комбинированный

Метод: рассказ с элементами беседы

План урока:

1. Электронное облако.

2. Энергетические уровни и подуровни.

3. Главное квантовое число и его значение.

Ход урока:

I. Орг. момент.

II. Опрос:

1. Назовите те явления, которые прямо или косвенно доказывают, что атом – сложная частица.

2. Как развивалась классическая теория строения атома? Какие модели атомов вам известны? В чём их суть?

3. Приведите примеры явлений, доказывающих двойственную (дуалистическую) природу частиц микромира.

4. Поясните. каково значение открытия радиоактивности в развитии химической науки? Какие изменения происходят с атомами при яд. реакциях?

5. Какие элементарные частицы вам известны?

6. Что такое изотопы? Чем изотопы одного хим.эл-та отличаются друг от друга?

7. Почему изотопы водорода сильно отличаются друг от друга по св-вам?

III. Изучение нового материала:

Ядро атома любого элемента окружено электронами. ē движется вокруг ядра со скоростью, близкой к скорости света ≈ 300000 км/с. →нельзя указать какую-то определённую точку его местонахождения, можно лишь указать область, где его пребывание наиболее вероятно. область вероятности обнаружения ē не имеет чётких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения ē будет максимальной.

Совокупность точек в пространстве, где пребывание ē наиболее вероятно называют электронным облаком или атомной орбиталью.

В состоянии ē есть некоторая неопределённость. Для хар-ки этого особого состояния нем. физик В.Гейзенберг ввёл понятие о принципе неопределённости, показав, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение ē. Чем точнее определена энергия, тем неопределённее будет его положение, и наоборот. (рис.2 стр.7)

Важнейшей хар-кой движения ē на определённой орбитали является энергия его связи с ядром. Т.к. ē в атоме различаются своей энергией, то одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина – удаление от ядра атома. Чем ближе к ядру, тем они прочнее связаны с ним, и их труднее вырезать из электронной оболочки, а чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Зн. по мере удаления от ядра запас энергии ↑.

Электроны, движущиеся вблизи ядра «загораживают» (экранируют) ядро от других ē, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Зн. образуются электронные слои или энергетические уровни, состоящие из ē, с близкими значениями энергии. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра6 1,2,3,4,5,6 и 7. Значение энергии ē в атомах задаётся главным квантовым числом n ( совпадает с номером периода) и выражается только целым числом.

Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют

главным квантовым числом.

Оно характеризует энергию ē, занимающих данный энергетич. Уровень. Наименьшей энергией обладают ē первого энерг. Уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с ē 1-го энерг. уровня ē последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. → наименее прочно связаны с ядром ē внешнего уровня.

Число энерг. уровней( электронных слоёв) в атоме равно номеру периода в ПС, к которому принадлежит хим. эл-т: у атомов элементов 1-го периода – один энерг. уровень, второго периода – 2, седьмого периода – 7.

Максимальное число ē на энерг. уровне определяется по формуле:

N = 2n² , где n – главное квантовое число.

Согласно этой формуле на первом энерг. уровне может находиться не более N = 2*1² =2ē, на втором N =2*2² =8 ē, на третьем N = 2*3

2=18, на четвёртом N = 2*4² = 32ē.

Начиная со второго энерг. уровня (n=2), каждый из уровней подразделяется на подуровни(подслои)в зависимости от формы облаков, несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энерг. уровень имеет 1 подуровень, второй – 2, третий – 3, четвёртый – 4 подуровня. Подуровни в свою очередь образованы орбиталями.

Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n². Табл.1стр.9

Энерг. уровень (n)

Число подуровней, равное n

Тип обитали

Число орбиталей

Мах число ē

В подуровне

В уровне, n²

На подуровне

На уровне, 2n²

K ( n=1)

1

1s

1

1

2

2

L (n=2)

2

2s

2p

1

3

4

2

6

8

M (n=3)

3

3s

3p

3d

1

3

5

9

2

6

10

18

N (n=4)

4

4s

4p

4d

4f

1

3

5

7

16

2

6

10

14

32

s-подуровень – первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энерг. уровня, состоит из одной sорбитали;

p-подуровень – второй поуровень каждого, кроме первого энерг. уровня, состоит из 3-х p-орбиталей;

d-подуровень – третий подуровень каждого, начиная с третьего энерг. уровня, состоит из 5 d-орбиталей;

d-подуровень – каждого, начиная с четвёртого, состоит из 7 f-орбиталей.

Число ē на внеш. энерг. уровне электронной оболочки атома равно номеру группы (хар-но для гл. подгрупп).

План составления схем строения электронных оболочек атомов:

А) определить общее число ē на оболочке по порядковому номеру эл-та;

Б) определить число энерг. уровней в электронной оболочке по номеру периода;

В) определить число ē на каждом энерг.уровне и подуровне.

Составить схемы строения электронных оболочек следующих атомов: Na, K, Ar, Ca, Mg…

IV. Закрепление:

1. Что такое электронное облако?

2. Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали?

3. Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода?

4. Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода?

5. Работа с ПС по распределению ē по энерг. уровням и подуровням.

V. Д/з: §2

infourok.ru

Состояние электронов в атоме — презентация, доклад, проект

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать её на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: [email protected]

Мы в социальных сетях

Социальные сети давно стали неотъемлемой частью нашей жизни. Мы узнаем из них новости, общаемся с друзьями, участвуем в интерактивных клубах по интересам

ВКонтакте >

Что такое Myslide.ru?

Myslide.ru — это сайт презентаций, докладов, проектов в формате PowerPoint. Мы помогаем учителям, школьникам, студентам, преподавателям хранить и обмениваться своими учебными материалами с другими пользователями.

---

Для правообладателей >

myslide.ru

Презентация «Строение атома» — химия, презентации

Конкурс компьютерных презентаций

Строение атома

Подготовила

Масленникова Е.В., преподаватель химии и биологии, Белгородский строительный колледж

Основные положения атомно-молекулярного учения

• Вещества состоят из молекул, а молекулы из атомов.
• Молекула –мельчайшая частица вещества, сохраняющая состав и свойства данного вещества, физически неделимая.
• Атом — мельчайшая частица вещества, химически неделимая.
• При физических явлениях состав веществ не изменяется, при химических явлениях- изменяется, из одних веществ получаются другие.
• Молекулы и атомы находятся в постоянном, хаотическом движении.

Атомы-это химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.

Рис. 2

Рис.1

Строение атома

Атом

Ядро

состоит из нуклонов

Электронная

оболочка

Состоит из электронов

Протон (p + )

Нейтрон (n 0 )

Электрон (e — )

p + = Z

n 0 = A – Z

е — = Z

Планетарная модель атома

• Атом –это микрочастица, которая имеет форму шара.
• Атом –сложная система, состоящая из ядра и электронов.
• Ядро находится в центре атома и имеет очень маленький размер, но почти вся масса атома сосредоточена в ядре.
• Ядро имеет положительный заряд, величина которого определяется числом протонов в нем.
• Электроны движутся вокруг ядра, имеют ничтожно малую массу и размеры, обладают отрицательным зарядом.
• Атом –нейтральная частица, поэтому число протонов и электронов в атоме одинаково.
• Порядковый номер элемента показывает: положение элемента в периодической системе, количество протонов и электронов.

Изотопы

• состав изотопов хлора: 35 Сl и 37 Сl
• 17 35 Сl( 17 p + + 18n 0 ) 17е — А=35
• 17 37 Сl( 17 p + + 20n 0 ) 17е — А=37
• Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов и электронов, но разное число нейтронов.
• Химический элемент- это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Для описания положения электронов в атоме используют 4 квантовых числа:

• Главное квантовое число n определяет уровень энергии, которому отвечает данная орбита, и ее удаленность от ядра.
• 2) Орбитальное, побочное или азимутальное квантовое число l характеризует момент количества движения электрона относительно центра орбиты.
• 3) Магнитное квантовое число m определяет положение плоскости орбиты электрона в пространстве.
• 4) Спиновое квантовое число s определяет направление вращения электрона, может принимать только два значения: 1/2 и -1/2.

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь — состояние электрона в атоме. Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s, p, d и f.

Электронное облако — часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов .

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы:

1. Принцип наименьшей энергии — электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули — на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда — в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p …

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Запомни:

1.ВЕЩЕСТВО СОСТОИТ ИЗ ОГРОМНОГО КОЛИЧЕСТВА ЧАСТИЦ(АТОМОВ И МОЛЕКУЛ), МЕЖДУ КОТОРЫМИ ЕСТЬ ПРОМЕЖУТКИ; 2.МОЛЕКУЛА ВЕЩЕСТВА СОСТОИТ ИЗ АТОМОВ ОДНОГО ИЛИ НЕСКОЛЬКИХ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ; 3.АТОМЫ ОДНОГО ХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА ОДИНАКОВЫ, МОЛЕКУЛЫ ОДНОГО ВЕЩЕСТВА ОДИНАКОВЫ; 4.ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ ТЕМПЕРАТУРЫ ТЕЛА ПРОМЕЖУТКИ МЕЖДУ ЧАСТИЦАМИ УВЕЛИЧИВАЮТСЯ; 5.МОЛЕКУЛЫ И АТОМЫ ИМЕЮТ ОЧЕНЬ МАЛЕНЬКИЕ РАЗМЕРЫ, ИХ МОЖНО СФОТОГРАФИРОВАТЬ С ПОМОЩЬЮ ЭЛЕКТРОННОГО МИКРОСКОПА;

Выводы:

1.ВЕЩЕСТВА СОСТОЯТ ИЗ АТОМОВ, ИОНОВ, МОЛЕКУЛ И КРИСТАЛЛОВ; 2.АТОМЫ ИМЕЮТ СЛОЖНОЕ СТРОЕНИЕ, ОПРЕДЕЛЕННЫЙ ВИД АТОМОВ НАЗЫВАЮТ ХИМИЧЕСКИМ ЭЛЕМЕНТАМ; 3.ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ ОТЛИЧАЮТСЯ ПО ФИЗИЧЕСКИМ И ХИМИЧЕСКИ М СВОЙСТВАМ; 4. АТОМЫ, ВЗАИМОДЕЙСТВУЯ ДРУГ С ДРУГОМ, ОБРАЗУЮТ СОЕДИНЕНИЯ- ПРОСТЫЕ И СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА; 5. ЧАСТИЦЫ ВЕЩЕСТВА НАХОДЯТСЯ А НЕПРЕРЫВНОМ ХАОТИЧЕСКОМ ДВИЖЕНИИ И, В ЗАВИСИМОСТИ ОТ ЭНЕРГИИ, МОГУТ ПРИДАВАТЬ ВЕЩЕСТВУ ТО ИЛИ ИНОЕ АГРЕГАТНОЕ СОСТОЯНИЕ; 6. ВЕЩЕСТВА ОТЛИЧАЮТСЯ ДРУГ ОТ ДРУГА ПО ФИЗИЧЕСКИМ И ХИМИЧЕСКИМ СВОЙСТВАМ.

Список литературы

1) О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;

2) Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001;

3) Рыбальченко В. С. Химия (начальный курс). Часть 1: Учебное пособие. — 4-е изд. — М.: РГУ нефти и газа им И.М. Губкина, 2003;

4) Большая Советская Энциклопедия;

5) Иванова Р. Г., Каверина А. А., Корощенко А. С. Уроки химии. 10-11 классы. -М.: Просвещение, 2000;

6) Чежина Н. В. Общая и неорганическая химия. Конспект курса лекций. -СПб.: Питер, 2001.

kopilkaurokov.ru

Урок по химии на тему Состояние электронов в атоме (11 класс)

Савицкая М.Г.
Тема: Состояние электронов в атоме.
Цели:
1. Дать представление о распределении ē в атомах по энергетическим уровням. Дать понятия об электронном облаке, электронной орбитали, энергетические уровни и подуровни. Раскрыть сущность формы орбиталей, взаимосвязи номера уровня и энергии ē.
2. Развивать внимание, память, речь, аналитическое мышление, способность делать выводы.
3. Воспитывать любовь к предмету.
Тип урока: комбинированный
Метод: рассказ с элементами беседы
План урока:
Электронное облако.
Энергетические уровни и подуровни.
Главное квантовое число и его значение.
Ход урока:
I. Орг. момент.
II. Опрос:
Назовите те явления, которые прямо или косвенно доказывают, что атом – сложная частица.
Как развивалась классическая теория строения атома? Какие модели атомов вам известны? В чём их суть?
Приведите примеры явлений, доказывающих двойственную (дуалистическую) природу частиц микромира.
Поясните. каково значение открытия радиоактивности в развитии химической науки? Какие изменения происходят с атомами при яд. реакциях?
Какие элементарные частицы вам известны?
Что такое изотопы? Чем изотопы одного хим.эл-та отличаются друг от друга?
Почему изотопы водорода сильно отличаются друг от друга по св-вам?
III. Изучение нового материала:
Ядро атома любого элемента окружено электронами. ē движется вокруг ядра со скоростью, близкой к скорости света ≈ 300000 км/с. →нельзя указать какую-то определённую точку его местонахождения, можно лишь указать область, где его пребывание наиболее вероятно. область вероятности обнаружения ē не имеет чётких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения ē будет максимальной.
Совокупность точек в пространстве, где пребывание ē наиболее вероятно называют электронным облаком или атомной орбиталью.
В состоянии ē есть некоторая неопределённость. Для хар-ки этого особого состояния нем. физик В.Гейзенберг ввёл понятие о принципе неопределённости, показав, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение ē. Чем точнее определена энергия, тем неопределённее будет его положение, и наоборот. (рис.2 стр.7)
Важнейшей хар-кой движения ē на определённой орбитали является энергия его связи с ядром. Т.к. ē в атоме различаются своей энергией, то одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина – удаление от ядра атома. Чем ближе к ядру, тем они прочнее связаны с ним, и их труднее вырезать из электронной оболочки, а чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Зн. по мере удаления от ядра запас энергии ↑.
Электроны, движущиеся вблизи ядра «загораживают» (экранируют) ядро от других ē, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Зн. образуются электронные слои или энергетические уровни, состоящие из ē, с близкими значениями энергии. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра6 1,2,3,4,5,6 и 7. Значение энергии ē в атомах задаётся главным квантовым число

weburok.com