Строение вещества

1.

Строение
вещества

2.

Демокрит (Δημοκριτειο) из Абдеры во Фракии
(ок. 470/60 – 360-е до н.э.)
В основе философии Демокрита лежит учение об
атомах и пустоте как двух принципах, порождающих
многообразие космоса.
Атом есть мельчайшее «неделимое» тело, не
подверженное никаким изменениям.
Всем атомам присуще свойство непрерывного
движения, и даже внутри макротел, – которые
образованы благодаря сцеплению атомов между
собой, – они совершают колебательные движения.
Первопричиной этого движения являются
соударения атомов, начавшиеся во время
спонтанного «Вихря», благодаря которому возник
наш космос.
Друг от друга атомы, число которых бесконечно,
отличаются тремя свойствами: «фигурой»,
«размером» и «поворотом» (положением в
пространстве).
Демокрит одним из первых указал на зависимость
качеств вещей от способа их познания.

3.

4.

Модель Резерфорда
1911 г.

5.

Основные положения квантовой
теории
В 1924 году французский физик Луи де
Бройль высказал предположение, что электрон,
подобно кванту света, проявляет одновременно
свойства частицы и волны. Для описания
движения микрочастиц стали использовать
квантовую теорию.

6.

Основные положения квантовой
теории
Дискретность
энергии
электрона
Двойственная
(корпускулярноволновая)
природа
электрона
Невозможность
определить
траекторию
электрона
(принцип
неопределенности)

7.

Квантовые числа электронов
Электроны, обладающие близкими
значениями энергии образуют
энергетический уровень. Он содержит
строго определенное число электронов –
максимально
.

8.

Квантовые числа электронов
Электроны, обладающие близкими
значениями энергии образуют
энергетический уровень. Он содержит
строго определенное число электронов –
максимально
.
Энергетические уровни подразделяются
на s-, p-, d- и f- подуровни; их число
равно номеру уровня.

9.

Квантовые числа электронов
Электроны, обладающие близкими
значениями энергии образуют
энергетический уровень. Он содержит
строго определенное число электронов –
максимально
.
Энергетические уровни подразделяются
на s-, p-, d- и f- подуровни; их число
равно номеру уровня.
Состояние каждого электрона в атоме
обычно описывают с помощью четырех
квантовых чисел: главного (n),
орбитального (l), магнитного (m) и
спинового (s). Первые три характеризуют
движение электрона в пространстве, а
четвертое - вокруг собственной оси.

10.

Заполнение энергетических
уровней и подуровней

11.

Формы атомных орбиталей (АО)
Расположение электронных облаков первых двух
слоев в атоме

12.

Правила заполнения
энергетических уровней
Принцип минимума энергии
Электроны заполняют атомные орбитали, начиная с
подуровня с меньшей энергией
Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем
на подуровне 3d, так как в первом случае
n + l = 4 + 0 = 4, а во втором n + l = 3 + 2 =5;
на подуровне 5s (n + l = 5 + 0 = 5) энергия меньше, чем на
4d (n + l = 4 + 2 = 6);
на 5р (n + l = 5 + 1 = 6) энергия меньше, чем на
4f (n + l = 4 + 3 = 7) и т.д.
Последовательность в нарастании энергии определяется рядом:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

13.

Правила заполнения
энергетических уровней
Правило Клечковского (1961 г. )
Меньшей энергии электрона отвечает состояние,
которое характеризуется меньшей суммой главного
и орбитального квантовых чисел.
При равенстве сумм (n + l ) электрон заполняет орбиталь с
меньшим значением n.
Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений
n и l равна 5.
В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с
меньшими значениями n, т.е. Зd - 4р – 5s и т.д.

14.

Правила заполнения
энергетических уровней
Запрет Паули
•В атоме не может быть двух электронов с
одинаковым набором всех четырех
квантовых чисел.
•На одной АО могут находится не более, чем
два электрона, которые должны иметь
различные спиновые квантовые числа.
Запрещено!
Разрешено

15.

Правила заполнения
энергетических уровней
Правило Хунда
При данном значении l (т.е. в пределах определенного
подуровня) электроны располагаются таким образом,
чтобы суммарный спин был максимальным.
Если, например, в трех
p-ячейках атома азота
необходимо распределить три
электрона, то они будут
располагаться каждый в
отдельной ячейке, т.е.
размещаться на трех разных
p-орбиталях:
в этом случае суммарный спин
равен 3/2 , поскольку его
проекция равна
ms = +1/2-1/2+1/2=1/2 .

16.

Правила заполнения
энергетических уровней
Правило Хунда
Эти же три электрона не могут быть
расположены
таким образом,
потому что тогда проекция
суммарного спина
ms = +1/2-1/2+1/2=1/2 .
Запрещено!
По этой же причине именно
так расположены электроны
в атомах углерода и
кислорода.

17.

Строение атома углерода

18.

19.

Строение ионов

20.

Строение атомов элементов
I и II периодов

21.

Геометрическая форма молекул

22.

Схемы гибридизации АО углерода

23.

Типы гибридизации и форма молекул

24.

25.

Виды химической связи
Химическая связь - это взаимодействие двух атомов,
осуществляемое путем обмена электронами. При образовании
химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую
восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку,
соответствующую строению атома ближайшего инертного газа.
Различают следующие виды химической связи:
ковалентная (полярная и неполярная; по обменному и донорноакцепторному механизмам),
ионная,
водородная,
металлическая.

26.

27.

28.

29.

30.

Механизмы образования
ковалентной связи

31.

Водородная связь
Это связь между положительно заряженным атомом водорода одной
молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы.
Водородная связь имеет частично электростатический, частично
донорно-акцепторный характер.
Наличие водородных связей объясняет высокие
температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот.

32.

ИОННАЯ СВЯЗЬ

33.

Основные типы структур
кристаллических решеток