Презентация к уроку химии "Модели атома" для 1 курса СПО

Строение атома

МОДЕЛИ АТОМА Открытие электрона и предположение о существовании протона уже позволяли выдвигать гипотезы о внутреннем устройстве атомов на основе этих "строительных деталей". Именно тогда появилась модель атома, которую предложил Дж. Дж. Томсон («сливовый пудинг»), а чуть позже - модель атома, предложенная Э. Резерфордом («электронный рой»), позже планетарная модель Бора (рис. а, б, в).

Модель Томсона «Пудинг с изюмом», «сливовый пудинг» В 1904 году Томсон представил свою модель атома. Она представляла собой также равномерно заряженную положительным электричеством сферу, внутри которой вращались отрицательно заряженные корпускулы, число и расположение которых зависело от природы атома

Схема опыта Резерфорда

Эксперимент Резерфорда

Модель Резерфорда В этой модели Резерфорд на основании своих экспериментов описывает строение атома, состоящим из крохотного положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого вращаются электроны, — подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца

Модель Нильса Бора Большое значение в развитии представлений о строении атома сыграла модель  Н. Бора, которая представляла собой введение квантовых условий в модель Резерфорда, построенную на основе классических представлений. В 1913 г. Н. Бор  сформулировал свои знаменитые постулаты. 

Постулаты Бора Атом и атомные системы могут длительно пребывать только в особенных стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых соответствует определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн. Излучение света происходит при переходе электрона из стационарного состояния с большей энергией в стационарное состояние с меньшей энергией. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний.

Постулаты Бора

Недостатки модели Бора Эта модель не позволяет объяснить некоторые особенности в спектрах более тяжелых элементов, чем водород Экспериментально не подтверждается, что электроны в атомах вращаются вокруг ядра по круговым орбитам со строго определенным угловым моментом

Волновая модель атома де Бройля

Де Бройль первым понял, что если волны могут вести себя как частицы, то и частицы могут вести себя как волны. Он применил теорию Эйнштейна - Бора о дуализме волна-частица к материальным объектам. По аналогии с соотношением между длиной волны света и энергией фотона де Бройль высказал гипотезу о существовании соотношения между длиной волны и импульсом частицы (массы, умноженной на скорость частицы). Импульс непосредственно связан с кинетической энергией. Таким образом, быстрый электрон соответствует волне с более высокой частотой (более короткой длиной волны), чем медленный электрон. Де Бройль первым понял, что если волны могут вести себя как частицы, то и частицы могут вести себя как волны. Он применил теорию Эйнштейна - Бора о дуализме волна-частица к материальным объектам. По аналогии с соотношением между длиной волны света и энергией фотона де Бройль высказал гипотезу о существовании соотношения между длиной волны и импульсом частицы (массы, умноженной на скорость частицы). Импульс непосредственно связан с кинетической энергией. Таким образом, быстрый электрон соответствует волне с более высокой частотой (более короткой длиной волны), чем медленный электрон.

Двойственная природа электрона Его движение не может быть описано определенной траекторией, траектория размывается, появляется «полоса неопределенности», в которой находится ē. Чем точнее мы будем стараться определить местонахождения электрона, тем менее точно будем знать о его скорости. Второй закон квантовой механики звучит так: «Невозможно одновременно с любой заданной точностью определить координаты и импульс (скорость) движущегося электрона»

Квантово-механическая модель Э. Шредингера

В 1926 г. Э. Шредингер предложил для описания движения электрона в атоме волновое уравнение, получившее название уравнения Шредингера. Решением уравнения Шредингера является волновая функция ψ, называемая также орбиталью. Волновая функция может иметь как действительные, так и мнимые решения. Поэтому физический смысл имеет только квадрат модуля волновой функции |ψ|2, который характеризует вероятность нахождения электрона в данном объеме пространства. Термином орбиталь обозначают также область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона. Орбиталь может быть представлена, в частности, с помощью так называемых граничных поверхностей, т.е. пространственных фигур, внутри которых вероятность нахождения электрона составляет 95 %. В 1926 г. Э. Шредингер предложил для описания движения электрона в атоме волновое уравнение, получившее название уравнения Шредингера. Решением уравнения Шредингера является волновая функция ψ, называемая также орбиталью. Волновая функция может иметь как действительные, так и мнимые решения. Поэтому физический смысл имеет только квадрат модуля волновой функции |ψ|2, который характеризует вероятность нахождения электрона в данном объеме пространства. Термином орбиталь обозначают также область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона. Орбиталь может быть представлена, в частности, с помощью так называемых граничных поверхностей, т.е. пространственных фигур, внутри которых вероятность нахождения электрона составляет 95 %. Решение уравнения Шредингера определяется набором четырех чисел, получивших название квантовых чисел.

Орбитальная модель атома

Орбитали s - подоболочка названа по «резкой» s - линии – sharp; p - по «главной» p - линии – principal; d - по «диффузной» d - линии – diffuse; f - по «фундаментальной» f -линии – fundamental Экспериментально было установлено, что s - линия не расщепляется р - линия расщепляется на 3 d - линия – на 5 f - линия – на 7 если атомы элементов помещены во внешнее магнитное поле

Кольцегранная модель атома Снельсена В кольцегранных моделях пары электронов с различными знаками спин обозначаются парами колец, располагаемыми симметрично, относительно ядра атома. Разные цвета колец обозначают различную ориентацию электронов (их  вектора спин) относительно ядра молекула СH3OH

ХАРАКТЕРИСТИКИ ЭЛЕКТРОНА В 1897 г. Джозеф Джон Томсон (1856 – 1940) определил заряд и массу отдельного «атома» электричества. В 1906 – 1914 г. г. Роберт Милликен (1868 – 1953) провел эксперименты по точному определению массы и заряда электрона. современные данные: me = 9,109389 10-31 кг qе = 1,602177 10-19 Кл