Просто УрокСтроение атома и электронные конфигурации — разбор для ЕГЭ
Вся химия начинается с атома: сколько протонов, где сидят электроны и почему это решает свойства элемента. Разберём конфигурации и типовое задание ЕГЭ.
Состав атома: протоны, нейтроны и электроны
Первое задание в ЕГЭ по химии традиционно проверяет понимание строения атома. Любой атом состоит из положительно заряженного ядра и окружающей его электронной оболочки. В ядре сосредоточена практически вся масса атома, и оно состоит из нуклонов — протонов и нейтронов. Законы взаимодействия заряженных частиц подробно изучает электростатика, а превращения ядер — ядерная физика и радиоактивность, но для химии достаточно простых правил подсчета.
Порядковый номер элемента в таблице Менделеева равен заряду ядра, числу протонов и числу электронов в нейтральном атоме. Массовое число атома обозначается буквой A и складывается из количества протонов (Z) и нейтронов (N). Чтобы найти число нейтронов, достаточно из округленной атомной массы вычесть порядковый номер элемента.
\( Z = N(p^+) = N(e^-) \)
\( A = Z + N(n^0) \)
\( N(n^0) = A - Z \)
Например, для атома фосфора с порядковым номером 15 и относительной атомной массой 31 расчет выглядит наглядно: число протонов равно 15, число электронов равно 15, а количество нейтронов составляет 31 − 15 = 16. Разновидности одного и того же элемента с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов называют изотопами.
Энергетические уровни и орбитали
Электроны в атоме распределяются по энергетическим уровням и подуровням. Номер периода в периодической системе строго указывает на число заполняющихся энергетических уровней у атома в основном состоянии. Чем дальше уровень от ядра, тем больше его энергия и емкость. Движение электронов описывает квантовая физика: электрон не летает по жесткой траектории, а образует электронное облако — орбиталь.
Каждый уровень делится на подуровни: s, p, d и f. На s-подуровне всегда одна орбиталь (максимум 2 электрона), на p-подуровне — три орбитали (максимум 6 электронов), на d-подуровне — пять орбиталей (максимум 10 электронов). Общая емкость любого энергетического уровня вычисляется по простой формуле N = 2n², где n — номер уровня.
1 уровень (n = 1): только 1s (максимум 2e⁻)
2 уровень (n = 2): 2s, 2p (максимум 8e⁻)
3 уровень (n = 3): 3s, 3p, 3d (максимум 18e⁻)
4 уровень (n = 4): 4s, 4p, 4d, 4f (максимум 32e⁻)
Для успешного решения заданий линии 1 в ЕГЭ тебе необходимо свободно ориентироваться в элементах первых четырех периодов (от водорода H до криптона Kr).
Правила заполнения электронных оболочек
Заполнение атомных орбиталей электронами подчиняется трем фундаментальным законам: принципу наименьшей энергии, принципу запрета Паули и правилу Хунда. Принцип наименьшей энергии требует, чтобы сначала заполнялись орбитали с более низкой энергией. Поэтому подуровень 4s заполняется раньше, чем 3d: энергия орбитали 4s немного ниже, чем у 3d.
Принцип Паули запрещает нахождение на одной орбитали двух электронов с одинаковыми спинами (на одной орбитали живут максимум два спаренных электрона с противоположными стрелками). Правило Хунда гласит: в пределах одного подуровня электроны сначала рассаживаются по одиночке на каждую свободную орбиталь с параллельными спинами, и только затем начинается их спаривание.
Чтобы не путать последовательность подуровней, запомни универсальный ряд заполнения для элементов первых четырех периодов: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p. Всегда проверяй сумму степеней: она должна равняться порядковому номеру элемента.
Например, электронная конфигурация нейтрального атома хлора (Z = 17) в основном состоянии записывается как 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. У хлора на внешнем слое находится 7 электронов, из которых один является неспаренным.
Валентные электроны и провал электрона
Валентными называют электроны, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У элементов главных подгрупп (s- и p-элементов) валентными являются только электроны внешнего уровня. Их число совпадает с номером группы. У переходных металлов (d-элементов побочных подгрупп) валентными являются электроны внешнего s-подуровня и незаполненного предвнешнего d-подуровня.
При заполнении d-подуровня возникает особое явление — «провал» (или проскок) электрона. Полностью (d¹⁰) или наполовину (d⁵) заполненный d-подуровень энергетически более стабилен. Из-за этого один электрон с внешнего 4s-подуровня самопроизвольно перескакивает на 3d-подуровень.
В школьном курсе для ЕГЭ провал электрона встречается у хрома (Cr, Z = 24) и меди (Cu, Z = 29). Конфигурация хрома: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹ (вместо 3d⁴ 4s²). Конфигурация меди: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹ (вместо 3d⁹ 4s²).
Составители экзамена регулярно добавляют хром и медь в задания, где требуется найти число неспаренных электронов или количество электронов на внешнем уровне. У обоих этих элементов на внешнем уровне находится ровно один s-электрон.
Электронные конфигурации ионов
Ионы образуются, когда нейтральный атом теряет или принимает электроны. Катионы (положительные ионы) образуются при отдаче электронов, а анионы (отрицательные ионы) — при их приеме. При образовании катионов d-металлов электроны в первую очередь уходят с самого внешнего 4s-уровня, и только потом с 3d-подуровня.
Частицы с одинаковым суммарным числом электронов и схожей конфигурацией называют изоэлектронными. Например, благородный газ неон (Ne), катион натрия (Na⁺) и анион фтора (F⁻) имеют одинаковую конфигурацию 1s² 2s² 2p⁶.
| Частица | Заряд ядра (Z) | Число e⁻ | Полная электронная конфигурация |
|---|---|---|---|
| S⁰ (атом) | +16 | 16 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ |
| S²⁻ (сульфид-ион) | +16 | 18 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ (структура Ar) |
| Fe⁰ (атом) | +26 | 26 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² |
| Fe²⁺ (катион) | +26 | 24 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ |
| Fe³⁺ (катион) | +26 | 23 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ |
Ионные конфигурации определяют протекание обменных и окислительно-восстановительных реакций. Например, при взаимодействии железа с сульфатом меди атом железа отдает два внешних 4s-электрона, превращаясь в катион Fe²⁺:
\( Fe^0 + CuSO_4 \to FeSO_4 + Cu^0 \)
Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺ (3d⁶ 4s⁰)
\( Cu^2^+ + 2e^- \to Cu^0 (3d^1^0 4s^1) \)
Краткий чек-лист для подготовки
Строение атома — это базовый фундамент для всех расчетных и теоретических заданий ЕГЭ по химии. Понимание природы химической связи, периодического закона и степеней окисления напрямую опирается на электронные конфигурации.
Перед экзаменом обязательно убедись, что ты помнишь следующие ключевые правила:
1. Число протонов и электронов нейтрального атома всегда равно порядковому номеру элемента.
2. Количество уровней равно номеру периода, а число валентных электронов для главных подгрупп равно номеру группы.
3. У d-элементов 4-го периода сначала заполняется 4s-подуровень, а затем 3d.
4. У хрома и меди происходит провал одного электрона с 4s на 3d.
5. При образовании катионов d-металлов первыми теряются электроны с внешнего 4s-подуровня.
Частые вопросы
Как определить число неспаренных электронов в основном состоянии?
Запиши конфигурацию внешнего подуровня и распредели электроны по квантовым ячейкам согласно правилу Хунда, сначала размещая по одному электрону в каждую ячейку.
В чем разница между основным и возбужденным состоянием атома?
В основном состоянии электроны занимают орбитали с минимальной энергией, а в возбужденном — при поглощении энергии спаренные электроны распариваются и переходят на свободные орбитали того же уровня.
Какие элементы называют s-, p- и d-элементами?
Элемент относят к тому или иному семейству в зависимости от того, какой подуровень заполняется последним: щелочные металлы — s-элементы, неметаллы главных подгрупп — p-элементы, переходные металлы — d-элементы.
Почему у катиона Fe²⁺ конфигурация 3d⁶, а не 3d⁴ 4s²?
При ионизации атомов переходных металлов электроны всегда удаляются в первую очередь с внешнего 4s-подуровня, так как он более удален от ядра.
Хочешь понимать предмет уверенно?
Репетитор Просто Урок разбирает сложные темы по шагам и даёт целевые тренировки. Регистрация занимает минуту.