Линия 1 (ЕГЭ)
План:
1. Атом (строение, понятие нуклонов, ядра, заряда, кварк, строение и оформление атомного ядра)
2. Химический элемент (понятие). Группы и периоды
3.Электронное строение атома (s, p, d ,f-элементы, электронные оболочки и расположение электронов на них, внешний и предвнешний уровень)
4.Квантовые числа (главное (n), орбитальное (l), магнитное (Ml), спиновое(Ms)) 5.Электронная конфигурация многоэлектронных атомов в основном (невозбужденном) состоянии (принципы заполнения)
6.Возбужденное состояние атома
7. Проскок электрона (главный А и В уровень, подуровень)
8.Валентность, катионы, анионы
9. Изоэлектронность
10. Задания по теме
Атом – химически неделимая электронная частица, состоящая из нуклонов (протоны, нейтроны) и электронов
Кварк (бесструктурная элементарная частица, фундаментальная составляющая материи) – протон – Атом
Протон – элементарная частица вещества, имеющая единичный положительный заряд
Нейтрон – частица без заряда, исчисляется как: Массовое число – количество протонов
Электрон – элементарная частица вещества, имеющая отрицательный заряд и образующая электронные оболочки.
Химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра
Электронное строение атома – определяется энергией электронов и вероятностью их нахождения в каждой точке пространства вблизи ядра
s-sharp
p-principal
d-diffuse
f-fundamental
В таблице Менделеева все атомы расположены в порядке увеличения заряда ядра по группам и периодам. Электронную конфигурацию рассматриваем по периодам и начинаем счет с орбитали s. На s-орбитали вмещаются только 2 электрона, на p-орбитали – 6 электронов; на d-орбитали – 10 электронов и на f-орбитали 14 электронов. Счет идет в обычном математическом порядке, начиная с s-элементов, заполняя уровень полностью, переходя на p-элементы, где счет начинается заново и так же заполняя полностью орбиталь. Оформление электронной конфигурации начинается с обозначения №периода (главное квантовое число) затем орбитальное число (s,p) и магнитное число, которое будет означать его положение в таблице. Орбиталь d имеет свои особенности, его главное квантовое число обозначается на один меньше (n-1).
Существует понятие о полной конфигурации атома, когда электронная структура заполняется с первого периода, и сокращенная, когда в конце может ставиться инертный газ предыдущего периода, а электронная конфигурация записывается в периоде, где находится элемент.
Электронные оболочки – это количество периодов. Заполняется каждая по количеству элементов (магнитное квантовое число)
Примеры:
Квантовые числа (состояние электрона)
Главное (n) квантовое число – энергия уровня (!Если n =∞, то отсутсвует взаимодействие с ядром)
Орбитальное (l) квантовое число – орбитальный момент количества движения (форма орбитали)
Магнитное (Ml) – расположение орбитали в пространстве
Это определяет электронную орбиталь (главное, орбитальное и магнитное)
Спиновое (Ms) – ориентация собственного магнитного момента (не зависит от свойств орбитали)
Электронная конфигурация многоэлектронных атомов в основном (невозбужденном) состоянии:
Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского) – электроны заполняют энергетические уровни в направлении увеличения суммы значения ГЛАВНОГО квантового числа(n) и ОРБИТАЛЬНЫХ(L) квантовых чисел;
Принцип Паули – в атоме не существует двух электронов, состояние которых описывается одинаковым набором квантовых чисел.
!На одной орбитали, которая характеризуется тремя квантовыми числами (n, m, l) может находиться НЕ БОЛЕЕ 2ух электронов с разными значениями спинового квантового числа
Правило Хунда: в пределах одного подуровня электроны располагаются так, чтобы суммарный спин был максимален. Принцип наименьшей энергии– орбитали с одинаковым значением орбитального квантового числа имеют одну и ту же энергию - (вырожденные) орбитали, а для спаривания электронов требуется дополнительная энергия (энергия спаривания).
Возбужденное состояние атома – это переход спаренного электрона с максимальной энергией на пустой спин и изменение электронной конфигурации, а так же увеличение количества неспаренных электронов, как следствие – валентности.
Проскок электрона – переход одного s-электрона на d-орбиталь, т.к. симметричные конфигурации d5 и d10 очень устойчивы. К проскоку электрона способны: медь. серебро, золото, хром, молибден и вольфрам.
Катионы- положительно заряженные элементы, анионы– отрицательно заряженные элементы. ВАЖНО: металлы (s и d – элементы) могут существовать только в виде катионов. Максимальный катион элемента обычно равен номеру группу, так же существуют промежуточные значения степеней окисления. В виде анионов могут существовать только неметаллы (p – элементы). Для того, чтобы узнать отрицательное значение аниона, от номера группы, где стоит элемент вычитается максимальное количество групп (их 8). Пример: фосфор – не металл, находится в 5 группе, его максимальный катион (+5), промежуточный будет нечетные числа (+3), атом всегда равен – 0, а анион высчитывается как (5-8=-3)
Изоэлектронность - это явление, когда две или более молекулы имеют одинаковую структуру (положения и связи между атомами) и одинаковые электронные конфигурации, но различаются тем, какие конкретные элементы находятся в определённых местах структуры.
Два атома (иона) считаются изоэлектронными, если они обладают одинаковым количеством валентных электронов на одних и тех же орбиталях, несмотря на различия зарядов их ядер.
Пример: ион Na+ и атом неона — имеют одинаковую 10-электронную оболочку, а Сl- — 18-электронную оболочку аргона.