Самоучитель ЕГЭ по химии.
Сборник цифровых файлов для самостоятельной подготовки к ЕГЭ по химии «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков.
Часть 1. Начальный Химик Ум.
ЕГЭ 1. Теория.
Сборник цифровых файлов для самостоятельной подготовки к ЕГЭ по химии «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков.
Часть 1. Начальный Химик Ум.
ЕГЭ 1. Теория.
Листайте галереи слайдов влево вправо по страницам.
Лучше просматривать учебные материалы на большом экране монитора компьютера или ноутбука.
Лучше просматривать учебные материалы на большом экране монитора компьютера или ноутбука.
ЕГЭ 1 химия. Электронная конфигурация атома
А теперь титры,
как после просмотра долгого, интересного, захватывающего блокбастера в кинотеатре
как после просмотра долгого, интересного, захватывающего блокбастера в кинотеатре
В качестве титров у нас будут самые важные тезисы конспекта по теме «Современная модель строения атома. Электронная конфигурация атома. Валентные электроны. Распределение электронов по энергетическим уровням. Особенности строения энергетических уровней атомов s-, p-, d-элементов. Основное и возбуждённое состояния атомов.» к заданию ЕГЭ 1 по химии
Современная модель строения атома. Атом - химически неделимая электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронной оболочки. Ядро в центре атома, оно составляет практически всю его массу. В состав ядра входят нуклоны: протоны и нейтроны. Электронная оболочка образована электронами.
Массовое число атомного ядра (А) равно сумме числа протонов (Z) и числа нейтронов (N)
В качестве А в расчётах используют округлённую до целого числа относительную атомную массу химического элемента: она приведена внизу ячейки химического элемента Периодической системы химических элементов.
Число электронов в атоме элемента определяется по порядковому номеру элемента в Периодической системе.
Так, порядковый номер атома углерода в Периодической системе 6. Значит, в ядре атома углерода 6 протонов p+. А вследствие того, что атом -электронейтральная частица, количество положительно заряженных частиц протонов p+ равно количеству отрицательно заряженных частиц электронов e—, у атома углерода их также 6.
Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Изотопы - это разновидности атомов химического элемента имеющие одинаковый порядковый (или атомный) номер в Периодической системе химических элементов, но разные массовые числа.
У изотопов одинаковый порядковый номер, поэтому одинаковое количество протонов p+, и, следовательно, одинаковое количество электронов е—. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Но, у изотопов разное количество нейтронов n0, поэтому разное значение массового числа А.
Схема электронного строения атома в зависимости от положения элемента в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева
Электроны в атоме находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Они различаются энергией и занимают различные энергетические уровни. Число электронных слоёв в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент. На приведённой схеме распределения электронов по электронным слоям атома углерода мы видим две дуги (полуокружности), потому что углерод находится во втором периоде Периодической системы химических элементов. Количество полуокружностей соответствует номеру периода в котором находится элемент.
Период - это строка, горизонтальная последовательность химических элементов, последовательность по возрастанию заряда ядра атомов химических элементов и заполнению электронами внешней электронной оболочки.
Периодическая система химических элементов включает семь периодов. Выделяют малые периоды: 1-й, 2-й, 3-й.
В первом периоде только два элемента: Водород (H) и Гелий (He). Во втором и третьем периодах по 8 химических элементов.
Остальные периоды, имеющие 18 и более элементов, называют большими.
Углерод находится в группе IVA (четвёртой группе, главной подгруппе). Поэтому на его схеме распределения электронов, представленной выше, на последнем (валентном) слое (уровне) 4 электрона.
Группа - это столбец, вертикальная последовательность химических элементов. Номер группы в Периодической системе химических элементов обозначают римскими цифрами I, II, III, IV, V, VI, VIII. Всего восемь групп.
Группа состоит из главной и побочной подгрупп. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Малые периоды 1-й, 2-й, 3-й включают элементы только главных подгрупп.
Большие периоды включают элементы как главных (А), так и побочных подгрупп (Б).
Нуклоны - это общее название протонов p+ и нейтронов n0, входящих в состав атомного ядра. Суммарное число протонов и нейтронов в ядре (общее число нуклонов в ядре) и называют массовым числом А.
Электронные и электронно-графические формулы атомов химических элементов
Электронная конфигурация атома - это формула, показывающая распределение электронов по электронным орбиталям атома химического элемента. Электронная орбиталь - это область пространства вокруг ядра атома, в которой электрон находится с наибольшей вероятностью.
Каждая орбиталь имеет определённую форму, которую обозначают буквами (латинского алфавита) : s, p, d, f.
Энергетический уровень (или электронный слой) делится на подуровни.
Энергетический подуровень - это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Подуровни обозначают буквами, соответствующим орбиталям: s, p, d, f.
Основным состоянием атома называется его наиболее устойчивое состояние, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Также, у некоторых атомов возможен переход в возбуждённое состояние, о котором будет сказано позднее.
Электронная формула – это краткая буквенно-цифровая запись электронной конфигурации атома, в которой цифрами указывается номер энергетического уровня, а буквами энергетический подуровень. Верхними правыми цифровыми индексами указывают количество электронов на энергетическом подуровне.
Орбиталь в электронно-графических формулах условно обозначается квантовой ячейкой («квадратиком»). В каждой квантовой ячейке (в каждом «квадратике») может поместиться максимально только 2 электрона, схематично обозначаемых «стрелочками», причём рисуют две разнонаправленные стрелочки: одна вверх, другая вниз. На s-подуровне располагается 1 квантовая ячейка, на p-подуровне – 3 ячейки, на d-подуровне – 5 ячеек. Поэтому, исходя из того, что в одной квантовой ячейке (в одном «квадратике») может находиться не более двух электронов (обозначенных схематично «стрелочками») s-орбиталь вмещает 2 электрона, p-орбиталь вмещает 6 электронов, а d-орбиталь вмещает 10 электронов. Например:
Квантовые числа — это безразмерные числа, которые используются для описания состояния электронов в электронных оболочках атома. Всего существует четыре квантовых числа: главное (n), орбитальное (l), магнитное (ml) и спиновое (ms).
Главное квантовое число (n) - определяет энергетический уровень электрона. Принимает значения целых натуральных чисел: 1, 2, 3, ….Орбитальное квантовое число (l). Принимает значения от 0 до (n — 1).
Магнитное квантовое число (ml). Описывает ориентацию орбитали в пространстве. Спиновое квантовое число (ms) - характеризует собственное движение электрона — спин. Принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электроны с разными спиновыми числами обозначаются стрелками, направленными в разные стороны — вверх и вниз.
Ряд Клечковского строится на основе правила Клечковского: заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Таким образом, чтобы написать электронную формулу атома химического элемента необходимо просто помнить правило Клечковского (в нём главное сумма n+l) и помнить, что s=0, p=1, d=2.
Валентные электроны s-элементов и p-элементов
Валентными называют электроны, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Для элементов главных подгрупп Периодической системы химических элементов валентными являются электроны, находящиеся на внешней электронной оболочке (на внешнем энергетическом уровне) атомов s- и p-элементов.
Например, у калия (К) есть один валентный электрон находящийся на внешнем уровне. Калий находится в IA группе Периодической системы химических элементов (в первой группе, главной подгруппе). Численно количество валентных электронов калия (К) равно номеру группы - один валентный электрон.
Калий (К) является s-элементом, так как его один валентный электрон находится на внешнем s-подуровне.
Калий находится в четвёртом периоде Периодической системы химических элементов. Поэтому на схеме электронного строения атома калия (К) четыре дуги (полуокружности). Общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов первой группы главной подгруппы (щелочных металлов): ns1
У Фосфора (Р) пять валентных электронов. Фосфор (Р) находится в VA группе Периодической системы химических элементов (в пятой группе, главной подгруппе). Численно количество валентных электронов фосфора (Р) равно номеру группы - пять.
Валентными электронами у фосфора являются р-электроны (электроны находящиеся на внешнем р-подуровне), поэтому фосфор является p-элементом.
Фосфор (Р) находится в третьем периоде, поэтому на схеме электронного строения его атома три дуги (полуокружности).
Общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов пятой группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов: ns2np3
Валентные электроны d-элементов. У d-элементов валентными электронами являются электроны внешнего s-подуровня, и предвнешнего (n-1)d - подуровня. Например, у марганца (Мn) валентными электронами являются электроны предвнешнего 3d-подуровня и электроны внешнего 4s-подуровня. Всего у марганца 7 (семь) валентных электронов. Марганец находится в VIIB группе (седьмой группе побочной подгруппе) Периодической системы химических элементов. В четвёртом периоде.
Проскок электрона — это переход электрона с внешнего энергетического уровня на предвнешний.
Проскок электрона есть у двух элементов 4-го периода, у хрома (Cr) и меди (Cu), их надо просто запомнить.
Проскок электрона связан с энергетической выгодой полузаполненной (пять электронов на 3d-подуровне у хрома (Cr)) или полностью заполненной (десять электронов на 3d-подуровне у меди (Cu)) конфигурацией d-подуровня.
Сравнение электронных конфигураций: одинаковая и сходная конфигурация внешнего электронного слоя
Одинаковыми конфигурациями внешнего электронного уровня (слоя) считаются такие, которые полностью совпадают, то есть совпадают: номер уровня и число электронов на нём. Например 4S1 у калия (К) и хрома (Cr), причём у хрома за счёт проскока электрона. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Сходной (или схожей) конфигурация внешнего электронного уровня (слоя) считается тогда, когда у элементов РАВНОЕ количество внешних электронов, но РАЗНОЕ количество энергетических уровней, то есть элементы находятся в разных периодах, но в одной группе и подгруппе.
Например 3s23p4 у серы (6-ть электронов) и 4s24p4 у селена (6-ть электронов). И сера и селен находятся в группе VIIA (шестой группе главной подгруппе) Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева:
Электронные конфигурации простых ионов. Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.
Простой ион - это положительно или отрицательно заряженная частица, которая образуется из нейтрального атома путём отдачи или присоединения одного или нескольких электронов.
Если атом отдаёт электроны, то он становится катионом (положительно заряженной частицей), если атом принимает электроны, то он становится анионом (отрицательно заряженной частицей).
Заряд иона обозначается цифровым индексом в правом верхнем углу, со знаком + (плюс) или - (минус).
Цифра 1 в заряде иона не пишется, следует писать только знак заряда + (плюс) или - (минус).
Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Важно! Электронная конфигурация иона натрия Na+ стала как у инертного газа неона (Ne), то есть, отнимая один электрон у натрия, мы, как бы смещаем заряд элемента на одну ячейку к началу Периодической системы химических элементов.
Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень. Ещё примеры:
Основное и возбуждённое состояние атома. Электронные формулы, которые мы составляли ранее, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве случаев, необходимо наличие неспаренных электронов (одна стрелочка в квантовой ячейке). Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные электроны могут распариваться, и один из электронов пары может переходить на свободную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей (повысить свою валентность), что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой*.
Массовое число атомного ядра (А) равно сумме числа протонов (Z) и числа нейтронов (N)
В качестве А в расчётах используют округлённую до целого числа относительную атомную массу химического элемента: она приведена внизу ячейки химического элемента Периодической системы химических элементов.
Число электронов в атоме элемента определяется по порядковому номеру элемента в Периодической системе.
Так, порядковый номер атома углерода в Периодической системе 6. Значит, в ядре атома углерода 6 протонов p+. А вследствие того, что атом -электронейтральная частица, количество положительно заряженных частиц протонов p+ равно количеству отрицательно заряженных частиц электронов e—, у атома углерода их также 6.
Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Изотопы - это разновидности атомов химического элемента имеющие одинаковый порядковый (или атомный) номер в Периодической системе химических элементов, но разные массовые числа.
У изотопов одинаковый порядковый номер, поэтому одинаковое количество протонов p+, и, следовательно, одинаковое количество электронов е—. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Но, у изотопов разное количество нейтронов n0, поэтому разное значение массового числа А.
Схема электронного строения атома в зависимости от положения элемента в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева
Электроны в атоме находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Они различаются энергией и занимают различные энергетические уровни. Число электронных слоёв в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент. На приведённой схеме распределения электронов по электронным слоям атома углерода мы видим две дуги (полуокружности), потому что углерод находится во втором периоде Периодической системы химических элементов. Количество полуокружностей соответствует номеру периода в котором находится элемент.
Период - это строка, горизонтальная последовательность химических элементов, последовательность по возрастанию заряда ядра атомов химических элементов и заполнению электронами внешней электронной оболочки.
Периодическая система химических элементов включает семь периодов. Выделяют малые периоды: 1-й, 2-й, 3-й.
В первом периоде только два элемента: Водород (H) и Гелий (He). Во втором и третьем периодах по 8 химических элементов.
Остальные периоды, имеющие 18 и более элементов, называют большими.
Углерод находится в группе IVA (четвёртой группе, главной подгруппе). Поэтому на его схеме распределения электронов, представленной выше, на последнем (валентном) слое (уровне) 4 электрона.
Группа - это столбец, вертикальная последовательность химических элементов. Номер группы в Периодической системе химических элементов обозначают римскими цифрами I, II, III, IV, V, VI, VIII. Всего восемь групп.
Группа состоит из главной и побочной подгрупп. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Малые периоды 1-й, 2-й, 3-й включают элементы только главных подгрупп.
Большие периоды включают элементы как главных (А), так и побочных подгрупп (Б).
Нуклоны - это общее название протонов p+ и нейтронов n0, входящих в состав атомного ядра. Суммарное число протонов и нейтронов в ядре (общее число нуклонов в ядре) и называют массовым числом А.
Электронные и электронно-графические формулы атомов химических элементов
Электронная конфигурация атома - это формула, показывающая распределение электронов по электронным орбиталям атома химического элемента. Электронная орбиталь - это область пространства вокруг ядра атома, в которой электрон находится с наибольшей вероятностью.
Каждая орбиталь имеет определённую форму, которую обозначают буквами (латинского алфавита) : s, p, d, f.
Энергетический уровень (или электронный слой) делится на подуровни.
Энергетический подуровень - это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Подуровни обозначают буквами, соответствующим орбиталям: s, p, d, f.
Основным состоянием атома называется его наиболее устойчивое состояние, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Также, у некоторых атомов возможен переход в возбуждённое состояние, о котором будет сказано позднее.
Электронная формула – это краткая буквенно-цифровая запись электронной конфигурации атома, в которой цифрами указывается номер энергетического уровня, а буквами энергетический подуровень. Верхними правыми цифровыми индексами указывают количество электронов на энергетическом подуровне.
Орбиталь в электронно-графических формулах условно обозначается квантовой ячейкой («квадратиком»). В каждой квантовой ячейке (в каждом «квадратике») может поместиться максимально только 2 электрона, схематично обозначаемых «стрелочками», причём рисуют две разнонаправленные стрелочки: одна вверх, другая вниз. На s-подуровне располагается 1 квантовая ячейка, на p-подуровне – 3 ячейки, на d-подуровне – 5 ячеек. Поэтому, исходя из того, что в одной квантовой ячейке (в одном «квадратике») может находиться не более двух электронов (обозначенных схематично «стрелочками») s-орбиталь вмещает 2 электрона, p-орбиталь вмещает 6 электронов, а d-орбиталь вмещает 10 электронов. Например:
Квантовые числа — это безразмерные числа, которые используются для описания состояния электронов в электронных оболочках атома. Всего существует четыре квантовых числа: главное (n), орбитальное (l), магнитное (ml) и спиновое (ms).
Главное квантовое число (n) - определяет энергетический уровень электрона. Принимает значения целых натуральных чисел: 1, 2, 3, ….Орбитальное квантовое число (l). Принимает значения от 0 до (n — 1).
Магнитное квантовое число (ml). Описывает ориентацию орбитали в пространстве. Спиновое квантовое число (ms) - характеризует собственное движение электрона — спин. Принимает только два значения: +1/2 и –1/2. Электроны с разными спиновыми числами обозначаются стрелками, направленными в разные стороны — вверх и вниз.
Ряд Клечковского строится на основе правила Клечковского: заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Таким образом, чтобы написать электронную формулу атома химического элемента необходимо просто помнить правило Клечковского (в нём главное сумма n+l) и помнить, что s=0, p=1, d=2.
Валентные электроны s-элементов и p-элементов
Валентными называют электроны, которые могут принимать участие в образовании химических связей. Для элементов главных подгрупп Периодической системы химических элементов валентными являются электроны, находящиеся на внешней электронной оболочке (на внешнем энергетическом уровне) атомов s- и p-элементов.
Например, у калия (К) есть один валентный электрон находящийся на внешнем уровне. Калий находится в IA группе Периодической системы химических элементов (в первой группе, главной подгруппе). Численно количество валентных электронов калия (К) равно номеру группы - один валентный электрон.
Калий (К) является s-элементом, так как его один валентный электрон находится на внешнем s-подуровне.
Калий находится в четвёртом периоде Периодической системы химических элементов. Поэтому на схеме электронного строения атома калия (К) четыре дуги (полуокружности). Общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов первой группы главной подгруппы (щелочных металлов): ns1
У Фосфора (Р) пять валентных электронов. Фосфор (Р) находится в VA группе Периодической системы химических элементов (в пятой группе, главной подгруппе). Численно количество валентных электронов фосфора (Р) равно номеру группы - пять.
Валентными электронами у фосфора являются р-электроны (электроны находящиеся на внешнем р-подуровне), поэтому фосфор является p-элементом.
Фосфор (Р) находится в третьем периоде, поэтому на схеме электронного строения его атома три дуги (полуокружности).
Общая формула внешнего энергетического уровня всех элементов пятой группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов: ns2np3
Валентные электроны d-элементов. У d-элементов валентными электронами являются электроны внешнего s-подуровня, и предвнешнего (n-1)d - подуровня. Например, у марганца (Мn) валентными электронами являются электроны предвнешнего 3d-подуровня и электроны внешнего 4s-подуровня. Всего у марганца 7 (семь) валентных электронов. Марганец находится в VIIB группе (седьмой группе побочной подгруппе) Периодической системы химических элементов. В четвёртом периоде.
Проскок электрона — это переход электрона с внешнего энергетического уровня на предвнешний.
Проскок электрона есть у двух элементов 4-го периода, у хрома (Cr) и меди (Cu), их надо просто запомнить.
Проскок электрона связан с энергетической выгодой полузаполненной (пять электронов на 3d-подуровне у хрома (Cr)) или полностью заполненной (десять электронов на 3d-подуровне у меди (Cu)) конфигурацией d-подуровня.
Сравнение электронных конфигураций: одинаковая и сходная конфигурация внешнего электронного слоя
Одинаковыми конфигурациями внешнего электронного уровня (слоя) считаются такие, которые полностью совпадают, то есть совпадают: номер уровня и число электронов на нём. Например 4S1 у калия (К) и хрома (Cr), причём у хрома за счёт проскока электрона. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Сходной (или схожей) конфигурация внешнего электронного уровня (слоя) считается тогда, когда у элементов РАВНОЕ количество внешних электронов, но РАЗНОЕ количество энергетических уровней, то есть элементы находятся в разных периодах, но в одной группе и подгруппе.
Например 3s23p4 у серы (6-ть электронов) и 4s24p4 у селена (6-ть электронов). И сера и селен находятся в группе VIIA (шестой группе главной подгруппе) Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева:
Электронные конфигурации простых ионов. Атомы могут отдавать и принимать электроны. Отдавая или принимая электроны, они превращаются в ионы.
Простой ион - это положительно или отрицательно заряженная частица, которая образуется из нейтрального атома путём отдачи или присоединения одного или нескольких электронов.
Если атом отдаёт электроны, то он становится катионом (положительно заряженной частицей), если атом принимает электроны, то он становится анионом (отрицательно заряженной частицей).
Заряд иона обозначается цифровым индексом в правом верхнем углу, со знаком + (плюс) или - (минус).
Цифра 1 в заряде иона не пишется, следует писать только знак заряда + (плюс) или - (минус).
Если атом отдаёт электроны, то общий заряд образовавшейся частицы будет положительный (вспомним, что число протонов в атоме равно числу электронов, а при отдаче электронов число протонов будет больше числа электронов). Положительно заряженные ионы — это катионы. «самоУчитель Я Химик Ум» ©В.Ю.Поляков https://chemsam.ru/
Важно! Электронная конфигурация иона натрия Na+ стала как у инертного газа неона (Ne), то есть, отнимая один электрон у натрия, мы, как бы смещаем заряд элемента на одну ячейку к началу Периодической системы химических элементов.
Если атом принимает электроны, то приобретает отрицательный заряд. Таким образом, электронные формулы ионов можно получить добавив или отняв электроны у атома. Обратите внимание, при образовании катионов электроны уходят с внешнего энергетического уровня. При образовании анионов электроны приходят на внешний энергетический уровень. Ещё примеры:
Основное и возбуждённое состояние атома. Электронные формулы, которые мы составляли ранее, соответствуют основному энергетическому состоянию атома. Однако, чтобы образовывать химические связи, атому в большинстве случаев, необходимо наличие неспаренных электронов (одна стрелочка в квантовой ячейке). Поэтому при наличии свободных энергетических орбиталей на данном уровне спаренные электроны могут распариваться, и один из электронов пары может переходить на свободную орбиталь. Таким образом число неспаренных электронов увеличивается, и атом может образовать больше химических связей (повысить свою валентность), что очень выгодно с точки зрения энергии. Такое состояние атома называют возбуждённым и обозначают звёздочкой*.