Новость
Теория 1 задания ЕГЭ по химии. Строение электронных оболочек атомов
Выпускники, сдающие химию, обычно относятся к заданию 1 несерьезно, считая его слишком легким, не требующим качественной подготовки. И зря — в КИМах часто встречаются сложные вопросы. Школьники, не имеющие хорошей базы, могут ошибиться в них, а значит, потерять баллы на ЕГЭ по химии. 1 задание, теорию которого мы сегодня разберем, требует знаний о строении атома, его электронной конфигурации.
Электронная конфигурация атома
Во время становления и развития химии было выдвинуто множество теорий о природе атома и его конфигурации. Первую модель строения атома создал Д. Д. Томпсон в начале прошлого века. Она носила название «пудинг с изюмом», так как представляла собой большой положительно заряженный шар, внутри которого располагаются, как изюм, отрицательно заряженные частицы. Новую, более современную модель, создал Э. Резерфорд. Он выяснил, что в состав атома входит тяжелое ядро и легкие электроны, которые вращаются вокруг, но не падают. Самую совершенную на данный момент теорию предложил Нильс Бор. Именно она лежит в основе школьной химии и темы «Строение электронных оболочек атома». Основные моменты:
-
атом состоит из ядра (в нем находятся протоны и нейтроны) и вращающихся вокруг электронов;
-
электроны движутся вокруг ядра не по строгим траекториям, а хаотично. Их совокупность и называется электронной оболочкой;
-
протон имеет положительный заряд, электрон — отрицательный, а нейтрон нейтрален;
-
заряд ядра соответствует номеру в периодической таблице, он равен числу протонов;
-
масса атома представляет собой сумму протонов и нейтронов (масса электронов настолько мала, что ей можно пренебречь).
Строение электронных оболочек
Конфигурация электронных оболочек — тема, которая нужна для решения заданий в разделе «Строение атома» в ЕГЭ по химии. Теория по нему также основана на модели Бора. Несмотря на то, что электроны двигаются достаточно хаотично, существуют области, в которых их нахождение наиболее вероятно. Это электронные слои или энергетические уровни. Их обозначают целыми числами, причем, чем больше число, тем дальше слой от ядра. Электроны, находящиеся на одном уровне, способны вращаться по разным траекториям — по подуровням (орбиталям одного типа). Они обозначаются латинскими буквами s, p, d, f. Для характеристики электронных оболочек используют квантовые числа. Главное квантовое число n равно номеру соответствующего уровня, орбитальное l — подуровню (0=s, 1=p, 2=d, 3=f). Существует еще два квантовых числа (магнитное и спиновое), однако в рамках подготовки к ЕГЭ они не так важны. l позволяет рассчитать, сколько орбиталей может быть на одном подуровне: 2l + 1. Существует несколько правил заполнения электронных слоев:
-
принцип Паули: в атоме нет электронов, у которых все 4 квантовых числа одинаковы. Это значит, что на одной орбитали располагаются максимум два электрона, причем их спины противоположны.
-
правило Хунда: при заполнении подуровня на каждой орбитали сначала располагается по одному электрону (причем спины параллельны) и только потом «подсаживаются» вторые.
-
принцип минимума энергии: заполнение электронами начинается с орбитали с наименьшей энергией. Энергия — сумма главного и спинового чисел n + l. Если у двух орбиталей сумма одинаковая, то первой заполняется та, у которой меньше n.
Электронные формулы элементов первых четырех периодов
|
период |
номер |
элемент |
формула |
|
I |
1 |
H |
1s1 |
|
2 |
He |
1s2 |
|
|
II |
3 |
Li |
1s22s1 |
|
4 |
Be |
1s22s2 |
|
|
5 |
B |
1s22s22p1 |
|
|
6 |
C |
1s22s22p2 |
|
|
7 |
N |
1s22s22p3 |
|
|
8 |
O |
1s22s22p4 |
|
|
9 |
F |
1s22s22p5 |
|
|
10 |
Ne |
1s22s22p6 |
|
|
III |
11 |
Na |
1s22s22p63s1 |
|
12 |
Mg |
1s22s22p63s2 |
|
|
13 |
Al |
1s22s22p63s23p1 |
|
|
14 |
Si |
1s22s22p63s23p1 |
|
|
15 |
P |
1s22s22p63s23p3 |
|
|
16 |
S |
1s22s22p63s23p4 |
|
|
17 |
Cl |
1s22s22p63s23p5 |
|
|
18 |
Ar |
1s22s22p63s23p6 |
|
|
IV |
19 |
K |
1s22s22p63s23p64s1 |
|
20 |
Ca |
1s22s22p63s23p64s2 |
|
|
21 |
Sc |
1s22s22p63s23p63d14s2 |
|
|
22 |
Ti |
1s22s22p63s23p63d24s2 |
|
|
23 |
V |
1s22s22p63s23p63d34s2 |
|
|
24 |
Cr |
1s22s22p63s23p63d54s1 |
|
|
25 |
Mn |
1s22s22p63s23p63d54s2 |
|
|
26 |
Fe |
1s22s22p63s23p63d64s2 |
|
|
27 |
Co |
1s22s22p63s23p63d74s2 |
|
|
28 |
Ni |
1s22s22p63s23p63d84s2 |
|
|
29 |
Cu |
1s22s22p63s23p63d104s1 |
|
|
30 |
Zn |
1s22s22p63s23p63d104s2 |
|
|
31 |
Ga |
1s22s22p63s23p63d104s24p1 |
|
|
32 |
Ge |
1s22s22p63s23p63d104s24p2 |
|
|
33 |
As |
1s22s22p63s23p63d104s24p3 |
|
|
34 |
Se |
1s22s22p63s23p63d104s24p4 |
|
|
35 |
Br |
1s22s22p63s23p63d104s24p5 |
|
|
36 |
Kr |
1s22s22p63s23p63d104s24p6 |
Два состояния атома: основное и возбужденное
Тема «Строение атома» на ЕГЭ по химии включает в себя конфигурацию электронных слоев не только в основном состоянии, но и возбужденном. Для начала разберемся, что означает этот термин. Атомы стремятся вступить в реакцию друг с другом и создать химические связи, так как энергетически это более выгодно. Чем больше связей, тем лучше. Однако для их образования необходимо наличие свободных (неспаренных) электронов, которые будут создавать пару с электронами другого атома. Если у частицы есть свободные орбитали, то два электрона могут распариться, и один из них уйдет на нее. Атом получает возможность создать больше связей. Такое состояние называется возбужденным, при написании формул оно обозначается звездочкой. У химического элемента может быть несколько возбужденных состояний. Например, возбужденное состояние бора: 1s22s12p2. Электрон с 2s-орбитали перешел на 2p.
Электронные формулы ионов
Теперь вы на шаг ближе к сдаче экзамена по химии. Строение электронных оболочек атома мы уже разобрали, но есть еще один тип частиц, на который нужно обратить внимание — ионы. Ионами называют заряженные частицы, а их заряд обозначают индексом. Когда атом теряет электроны, он приобретает положительный заряд и становится катионом. Когда атом принимает электроны, он получает отрицательный заряд, его называют анионом. Важный момент: в процессе отдачи и приема электронов участвует только последний, внешний слой. Принцип написания электронных формул у ионов такой же, как у атомов, однако учитывается индекс. Если заряд положительный, то нужно отнимать определенное число электронов, если отрицательный — прибавлять. Атом хлора, например, имеет конфигурацию 1s22s22p63s23p5, а ион Cl— — 1s22s22p63s23p6.
Как вы видите, задание 1 только кажется простым, но за ним кроется большой объем теоретического материала, поэтому не стоит обходить его стороной приподготовке к ЕГЭ по химии. Строение атома — тема, которая лежит в основе всей химической науки, и если вы поймете ее, вам будет проще не только подготовиться к ЕГЭ, но и изучать предмет дальше. А если в свое время вы не усвоили эту базу и теперь путаетесь, то задумайтесь о записи на курсы подготовки к ЕГЭ в МБШ “Медик”. Приложив немного усилий под руководством опытного преподавателя, вы обязательно разберетесь во всех тонкостях. А мы желаем вам успехов в освоении этой непростой, но интересной науки.
- Предыдущая
- Копирование и размещение материалов без ссылки на первоисточник запрещено.
- Следующая