دانلود پاورپوینت جزوه کامل درس شیمی عمومی

\n

شیمی عمومی

\n

\n

عنوان های پاورپوینت  : 

\n

\n

جزوه کامل درس شیمی عمومی

\n

شیمی عمومی

\n

فصل اول

\n

اهداف آموزشی

\n

تئوری اتمی دالتون

\n

ذرات بنیادی اتم

\n

لامپ اشعه ی کاتدیک و کشف الکترون

\n

خصوصیات اشعه ی کاتدیک

\n

نتیجه گیری از مطالعه ی اشعه ی کاتدیک

\n

آزمایش تامسون  و تعیین e/m الکترون (اشعه ی کاتدیک)

\n

محاسبات

\n

آزمایش میلیکان

\n

کشف پروتون

\n

کشف نوترون

\n

رادیو اکتیویته

\n

مدل اتمی تامسون

\n

آزمایش رادرفورد

\n

مدل اتمی رادرفورد

\n

نشانه های اتمی

\n

ایزوتوپ ، ایزوبار

\n

جرم اتمی متوسط یک عنصر

\n

ضعف مدل اتمی رادرفورد

\n

تابش الکترومغناطیسی

\n

فرضیه ی کوانتومی پلانک

\n

عواملی که به ظهور تئوری اتمی بوهر کمک کرد

\n

طیف خطی عناصر

\n

مدل اتمی بوهر

\n

مدل بوهر برای اتم هیدروژن

\n

نقل و انتقالات الکترون  بر اساس مدل بوهر

\n

تحریک الکترون وانتشار نور

\n

عدد اتمی و جدول تناوبی

\n

اشعه ی X

\n

آزمایش موزلی و عدد اتمی

\n

اعداد کوانتومی

\n

Atomic Orbitals, s-type , p-type

\n

Atomic Orbitals, d-type

\n

روش آفبا

\n

قانون هوند

\n

اصل طرد پائولی

\n

اصل طرد پائولی

\n

مثال

\n

اوربیتال های نیمه پر و آرایش الکترونی پایدار

\n

چرا اوربیتال 4s زودتر از لایه فرعی 3d پر می شود؟

\n

آرایش الکترونی عناصر و جدول تناوبی

\n

جدول تناوبی

\n

انرژی یونیزاسیون

\n

الکترون خواهی و الکترونگاتیویته

\n

مقیاس پائولینگ برای الکترونگاتیویته

\n

مثال

\n

فصل دوم

\n

اندازه اتمی

\n

تعاریف

\n

شعاع کوالانسی

\n

علت تشکیل پیوند

\n

انواع پیوند

\n

اندازه یون ها

\n

2- پیوند کوالانسی

\n

ساختمان لوییس

\n

تشکیل پیوند کوالانسی در مولکول هیدروژن سولفید

\n

پیوند قطبی

\n

مولکول قطبی

\n

\n \n\n \n\n

---

\n\nقسمت ها و تکه های اتفاقی از فایل\n\n \n\nاوربیتال های نیمه پر و آرایش الکترونی پایدار\n\nهر چه ابر الکترونی یک اتم متقارن تر باشد پایداری آن بیشتر است. براین اساس گاهی آرایشی الکترونی عناصر با آنچه که از روش آفبا انتظار داریم فرق می کند.\n\nآرایش الکترونی اتم مس بر اساس روش آفبا:\n\nآرایش الکترونی مشاهده شده:\n\nچرا اوربیتال 4s زودتر از لایه فرعی 3d پر می شود؟\n\nچون میزان نفوذ الکترون های 4s به سمت ناحیه شعاعی الکترون های داخلی بیشتر است و اگر الکترونی در آن قرار بگیرد بار مثبت هسته را بیشتر از الکترون موجود در 3d احساس می کند و اتم پایدارتر می شود.\n\nآرایش الکترونی عناصر و جدول تناوبی\n\nجدول تناوبی عناصر تشکیل شده از یک سری ستون عمودی (8 گروه) و یک سری ستون افقی (دوره یا تناوب) .\n\nعناصری که در یک گروه قرار می گیرند آرایش الکترونی یکسانی دارند.\n\nبه عنوان مثال تمامی گازهای نادر دارای آرایش الکترونی                هستند ، یعنی در قشر آخر 8 الکترون دارند و تمامی عناصر گروه دوم دارای آرایش الکترونی   ns² هستند ، عناصر موجود در یک گروه خواص شیمیایی تقریبا یکسانی دارند.\n\nجدول تناوبی\n\nانرژی یونیزاسیون\n\nمقدار انرژی لازم برای جدا کردن سست ترین الکترون یک اتم منفرد گازی شکل\n\nانرژی یونیزاسیون در یک گروه از بالا به پایین با افزایش شعاع اتمی کمی می شود  و در یک تناوب از چپ به راست با کاهش شعاع اتمی زیاد می شود.\n\nاولین انرژی یونیزاسیون کمتر از دومین و دومین کمتر از سومین و .... می باشد.\n\nالکترون خواهی و الکترونگاتیویته\n\nالکترون خواهی (الکتروآفینیته):\n\nمقدار انرژی مبادله شده هنگام افزایش یک الکترون به یک اتم منفرد گازی شکل\n\nالکترونگاتیویته:\n\nتمایل یک اتم برای جذب الکترون های پیوندی در یک مولکول ، الکترونگاتیویته نامیده می شود.\n\nمقیاس پائولینگ برای الکترونگاتیویته\n\nپائولینگ به الکترونگاتیوترین عنصر یعنی فلوئور الکترونگاتیویته 4 را نسبت داد و الکترونگاتیویته سایر عناصر را نسبت به آن از رابطه ی زیر محاسبه کرد.\n\nاختلاف الکترونگاتیویته\n\nانرژی رزونانس یونی پیوند بر حسب kcal\n\nRE = انرژی پیوند با فرض غیر قطبی بودن – انرژی واقعی پیوند\n\nمثال\n\nآرایش الکترونی عنصر X به صورت  است. به سوالات زیر پاسخ دهید.\n\nالف – چند الکترون l=0 دارند؟\n\nتمامی الکترون های موجود در اوربیتال های s دارای l=0 هستند، بنابراین 6 الکترون دارای l=0 هستند.\n\nب – چند الکترون m=0 دارند؟\n\nتمام الکترون های موجود در اوربیتال s دارای m=0 و یکی از هر کدام از ---- p ، m=0 دارد. بنابراین تعداد الکترون ها برابر است با 6+2+1=9 .\n\nج – چند الکترون n=3 دارند؟\n\n5 الکترون n=3 دارند.\n\nفصل دوم\n\nپیوند شیمیایی\n\nاندازه اتمی\n\nشعاع اتمی:\n\nمحتمل ترین فاصله هسته از الکترون های قشر خارجی ، شعاع اتمی نامیده می شود.\n\n!!! شعاع اتم ها در یک گروه جدول تناوبی از بالا به پایین زیاد و در یک تناوب از چپ به راست کم  می شود.\n\nتعاریف\n\nپیوند :\n\nتمرکز ابر الکترونی بین هسته دو یا چند اتم.\n\nانرژی تفکیک پیوند : مقدار انرژی لازم برای شکستن یک پیوند مشخص در یک ترکیب مشخص گازی شکل. مثلا پیوند C – H در متان.\n\nانرژی متوسط پیوند :\n\nمقدار انرژی لازم برای شکستن یک پیوند مشخص در هر ترکیبی که این نوع پیوند در آن وجود دارد مثلا شکستن  پیوند C – H در کلیه هیدروکربن ها.\n\nطول پیوند :\n\nچون اتم ها در داخل مولکول دائم در حال حرکت هستند بنابراین طول پیوند همواره در حال تغییر است . در عین حال متوسط فاصله بین هسته اتم ها ی شرکت کننده در یک پیوند ، طول پیوند نامیده می شود.\n\nشعاع کوالانسی\n\nنصف فاصله بین هسته دو اتم یکسان که بوسیله یک پیوند کوالانسی ساده به هم متصل شده اند ، شعاع کوالانسی نامیده می شود.\n\nمعمولا شعاع کوالانسی از شعاع اتمی کمی کوچکتر است اما با مقداری تقریب این دو را یکسان در نظر می گیرند.\n\nعلت تشکیل پیوند\n\nاتم ها در تشکیل پیوند شرکت می کنند تا به آرایش پایدارتر برسند و بدین منظور بین دو اتم یا الکترون مبادله می شود یا به اشتراک گذاشته می شود.\n\nدر حقیقت اتم ها می خواهند به آرایش پایدار (8 تایی) برسند. لیکن برای تمامی عناصر رسیدن به آرایش 8 تایی امکان پذیر نیست اما ترکیبات آن ها پایدار هستند. بنابراین آرایش 8 تایی تنها آرایش الکترونی پایدار نیست.\n\nانواع پیوند\n\nپیوند یونی: پیوندی است که بین یک فلز و یک غیرفلز بوجود می آید؛ فلز با از دست دادن الکترون به صورت یون مثبت (کاتیون) و غیر فلز با گرفتن الکترون به صورت یون منفی (آنیون) در می آید.جاذبه بین یون های مثبت و منفی پیوند یونی نامیده می شود.\n\nاندازه یون ها\n\nکاتیون: یون مثبت همواره از اتم سازنده آن کوچکتر است.\n\nآنیون: آنیون یا یون منفی همواره از اتم سازنده آن بزرگتر است.\n\nدر یک تناوب (دوره) از جدول تناوبی:\n\nشعاع یونی یون ها ی مثبت هم الکترون از چپ به راست با افزایش بار هسته کاهش می یابد.\n\np =11         p =12         p =13\n\ne =10         e =10          e =10\n\nr =0.95       r =0.65        r =0.50\n\nدر یک دوره از جدول تناوبی از چپ به راست شعاع یونی یون های منفی هم الکترون کاهش می یابد.\n\np =8         p =9\n\ne =10       e =10\n\nr =1.40     r =1.36\n\n2- پیوند کوالانسی\n\nپیون کوالانسی یا اشتراکی:\n\nپیوندی است که جفت الکترونی پیوندی بین دو اتم به اشتراک گذاشته می شوند. اگر اتم های شرکت کننده یکسان باشند پیوند ، پیوند کوالانسی خالص (غیر قطبی) نامیده می شود.\n\nH:H  H-H\n\nاگر هر اتم یک الکترون به اشتراک بگذارد ، پیوند کوالانسی ساده تشکیل می گردد.\n\nاگر هر اتم دو الکترون به اشتراک بگذارد ، پیوند کوالانسی دوگانه تشکیل می گردد.\n\nاگر هر اتم سه الکترون به اشتراک بگذارد ، پیوند کوالانسی سه گانه تشکیل می گردد.\n\nساختمان لوییس\n\nنمایش الکترون های قشر آخر یک اتم ، یون یا مولکول بصورت نقطه ، ساختمان لوییس نامیده می شود.\n\nتشکیل پیوند کوالانسی در مولکول هیدروژن سولفید\n\nوقتی اتم های هیدروژن به اتم گوگرد نزدیک می شوند اوربیتال های 1s اتم هیدروژن با اوربیتال های 3p تک الکترونی اتم گوگرد در هم می روند و پیوند کوالانسی را ایجاد می نمایند.\n\nپیوند قطبی\n\nاگر در پیوند کوالانسی اتم های سازنده آن متفاوت باشند پیوند قطبی خواهد بود.\n\nعلت قطبیت پیوند این است که اثر هسته اتم ها ی شرکت کننده در پیوند بر جفت الکترون پیوندی متفاوت است.\n\nاتمی که الکترونگاتیویته بیشتر دارد جفت الکترون پیوندی را به سمت خود می کشد و بار جزئی منفی کسب می کند و اتم دیگر به همان میزان بار جزئی مثبت پیدا خواهد کرد.\n\nمولکول قطبی\n\nشرط اینکه یک پیوند قطبی باشد این است که اتم های سازنده آن متفاوت باشند.\n\nاما شرط اینکه یک ترکیب قطبی باشد این است که :\n\nالف – پیوند قطبی داشته باشد.\n\nب – مرکز بار مثبت و منفی در ترکیب بر هم منطبق نباشد\n\nبه عنوان مثال  ، علی رغم داشتن پیوند قطبی ، مولکول های غیر قطبی هستند.\n\n \n\n \n\n30 تا 70 درصد پروژه | پاورپوینت | سمینار | طرح های کارآفرینی و  توجیهی |  پایان-نامه |  پی دی اف  مقاله ( کتاب ) | نقشه | پلان طراحی |  های آماده به صورت رایگان میباشد ( word | pdf | docx | doc )