Презентация на тему Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон. Периодическая система Д.И. Менделеева. Химическая связь

Лекция № 2 Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон. Периодическая система Д.И. МенделееваХимическая связь Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням изображают в виде электронных формул и энергетических ячеек так В графических электронных формулахкаждая орбиталь обозначается клеткой, стрелка − электрон, направление стрелки − направление спина, свободная 1.  Принцип Паули   В атоме не существует двух электронов с одинаковым набором квантовых 2. Правило Хунда в пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный 3. Принцип наименьшей энергии электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей. Принцип реализован в правиле 3. Принцип наименьшей энергии ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ УРОВНЕЙ И ПОДУРОВНЕЙ Валентные и внешние электроны Периодичность в изменении основных атомных характеристик«свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся Размеры атомов и ионов эффективный радиус атома, за который принимается половина расстояния между атомами, находящимися на Энергия ионизации Как потеря, так и присоединение атомами электронов сопровождается энергетическим эффектом. Количество энергии, которое необходимо Химическая связьСильные химические взаимодействия, т. е. ядерноелектронные взаимодействия в молекуле (кристалле), которые обеспечивают устойчивость молекулы (кристалла) В настоящее время различают ковалентную, ионную и металлическую связь.К о в а л е н т Ковалентная связь характеризуется следующими основными параметрами: энергия связи (Е), длина связи, валентный угол Основные механизмы образования ковалентной связи - обменный и донорно-акцепторный Типы ковалентных связей. Различают несколько типов ковалентной связи: σ-, π-, δ-связи Характеристики ковалентной связи Насыщаемость определяется конечной величиной числа неспаренных электронов. Ковалентная связь характеризуется направленностью в пространстве. Геометрия молекул связана с понятием гибридизации атомных орбиталей. Если молекула образована различными атомами, то связь в такой молекуле будет полярной. Это означает, что центры Нековалентные взаимодействия. Природа водородной связи Металлическая связь

Презентацию Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон. Периодическая система Д.И. Менделеева. Химическая связь, из раздела: Химия,  в формате PowerPoint (pptx) можно скачать внизу страницы, поделившись ссылкой в социальных сетях! Презентации взяты из открытого доступа или загружены их авторами, администрация сайта не отвечает за достоверность информации в них. Все права принадлежат авторам материалов: Политика защиты авторских прав

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

МенделееваХимическая связь

Лекция № 2
Электронные конфигурации атомов. Периодический Закон.
Периодическая система Д.И. Менделеева
Химическая связь


Слайд 2

формул и энергетических ячеек так называемых графических электронных формул.

Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням изображают в виде
электронных формул
и энергетических ячеек так называемых
графических электронных формул.


Слайд 3

стрелки − направление спина, свободная клетка − свободная орбиталь. Например, электронные формулы атомов элементов №

В графических электронных формулах

каждая орбиталь обозначается клеткой, стрелка − электрон, направление стрелки − направление спина, свободная клетка − свободная орбиталь. Например, электронные формулы атомов элементов № 15 и № 23 имеют вид:
№ 15 (Р) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3
№ 23 (V) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d3, 4s2
Для атома фосфора электронно-графическая схема:


Слайд 4

электронов с одинаковым набором квантовых чисел. Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как

1. Принцип Паули
В атоме не существует двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как N = 2n2, а на подуровне – как 2(2L+1)

ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ УРОВНЕЙ И ПОДУРОВНЕЙ


Слайд 5

таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальнымПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ УРОВНЕЙ И ПОДУРОВНЕЙ

2. Правило Хунда
в пределах одного подуровня электроны располагаются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным

ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ УРОВНЕЙ И ПОДУРОВНЕЙ


Слайд 6

орбиталей. Принцип реализован в правиле Клечковского. Клечковский показал, что из двух данных состояний меньшей энергии

3. Принцип наименьшей энергии
электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей. Принцип реализован в правиле Клечковского. Клечковский показал, что из двух данных состояний меньшей энергии электрона отвечает состояние, которое характеризуется меньшей суммой n+L. Например, из двух состояний 3d и 4s – состояние 4s отвечает меньшей энергии электрона в атоме, т. к. для 4s (4+0) = 4 меньше чем для 3d (3+2=5). В случае если для двух состояний одинакова, меньшей энергии отвечает состояние, характеризующееся меньшим значением n. В соответствии с этим заполнение электронами орбиталей происходит согласно ряду Клечковского:

ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ УРОВНЕЙ И ПОДУРОВНЕЙ


Слайд 7

3. Принцип наименьшей энергии

ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ УРОВНЕЙ И ПОДУРОВНЕЙ


Слайд 8

Валентные и внешние электроны


Слайд 9

форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов»

Периодичность в изменении основных атомных характеристик
«свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов»


Слайд 25

расстояния между атомами, находящимися на минимальном расстоянии друг от друга. r=L / 2

Размеры атомов и ионов

эффективный радиус атома, за который принимается половина расстояния между атомами, находящимися на минимальном расстоянии друг от друга. r=L / 2
Cu L=2,56 A -межядерное расстояние в кристаллах меди,
тогда радиус атома Cu=1,28.


Слайд 26

эффектом. Количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва электрона от атома и удаления его из

Энергия ионизации

Как потеря, так и присоединение атомами электронов сопровождается энергетическим эффектом. Количество энергии, которое необходимо затратить для отрыва электрона от атома и удаления его из сферы влияния ядра, называется энергией ионизации

Энергия сродства к электрону
Атомы не только могут отдавать электроны, но и присоединять их. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону (Е).

Электроотрицательность
Для сравнительной оценки этой способности присоединения электрона введена характеристика, названная электроотрицательностью (ЭО)


Слайд 27

которые обеспечивают устойчивость молекулы (кристалла) как единого целого, описывают словами: «химическая связь». Результат взаимодействия -многоатомныечастицы.Молекула

Химическая связь
Сильные химические взаимодействия, т. е. ядерноелектронные взаимодействия в молекуле (кристалле), которые обеспечивают устойчивость молекулы (кристалла) как единого целого, описывают словами: «химическая связь».

Результат взаимодействия -многоатомныечастицы.
Молекула -мельчайшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства, способная к химическим превращениям. Молекула -устойчивая электронейтральная система, состоящая из нескольких атомов.


Слайд 28

а л е н т н а я с в я з ь -связь, образованная

В настоящее время различают ковалентную, ионную и металлическую связь.
К о в а л е н т н а я с в я з ь -связь, образованная электронами, принадлежащими обоим атомам, образующим частицу.



Слайд 29

валентный угол

Ковалентная связь характеризуется следующими основными параметрами: энергия связи (Е), длина связи, валентный угол



Слайд 30

Основные механизмы образования ковалентной связи - обменный и донорно-акцепторный



Слайд 31

Типы ковалентных связей. Различают несколько типов ковалентной связи: σ-, π-, δ-связи



Слайд 32

Характеристики ковалентной связи
Насыщаемость определяется конечной величиной числа неспаренных электронов.



Слайд 33

гибридизации атомных орбиталей.

Ковалентная связь характеризуется направленностью в пространстве. Геометрия молекул связана с понятием гибридизации атомных орбиталей.



Слайд 39

полярной. Это означает, что центры тяжести положительного и отрицательного зарядов в молекуле не совпадают.

Если молекула образована различными атомами, то связь в такой молекуле будет полярной. Это означает, что центры тяжести положительного и отрицательного зарядов в молекуле не совпадают.



Слайд 40

Нековалентные взаимодействия. Природа водородной связи


Слайд 41

Металлическая связь


  • Имя файла: elektronnye-konfiguratsii-atomov-periodicheskiy-zakon-periodicheskaya-sistema-di-mendeleeva-himicheskaya-svyaz.pptx
  • Количество просмотров: 10
  • Количество скачиваний: 0