Урок №02. Строение атома, электронные конфигурации, основное и возбужденное состояние атома.

• Приветствие и вопросы о самочувствии.  

• Объявление темы урока: строение атома.  

• Важность понимания этой темы для дальнейшего изучения химии.  

• Погружение в тему строения атома.  

• Углубление знаний об электронной конфигурации атома.  

• Важность вопросов и обсуждений.  

• Разбор домашнего задания по строению атомов.  

• Примеры элементов и их энергетических уровней.  

• Определение элементов, которым не хватает одного электрона до завершения внешнего слоя.  

• Введение в квантовую модель строения атома.  

• Составление электронных конфигураций и электронно-графических формул.  

• Особенности строения атомов и образуемых ими частиц.  

• Химия изучает вещества и химические взаимодействия.  

• Вещество состоит из атомов, которые имеют физические и химические свойства.  

• Атомы состоят из ядра и электронов на энергетических уровнях.  

• Химические элементы отличаются строением атомов.  

• Таблица Менделеева состоит из групп и периодов.  

• Элементы главных и побочных подгрупп имеют разные свойства.  

• Сравнение нитрата калия и нитрата меди.  

• Различия в физических свойствах соединений главных и побочных подгрупп.  

• Важность понимания строения атомов для свойств веществ.  

• Протоны, нейтроны и электроны.  

• Протоны и нейтроны образуют ядро атома.  

• Электроны вращаются вокруг ядра на энергетических уровнях.  

• Принцип электронейтральности.  

• Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов.  

• Модель Бора-Резерфорда не исчерпывающая и вызывает много вопросов.  

• Квантовая механика и принцип неопределенности Гейзенберга дают ответы на оставшиеся вопросы.  

• Квантовая модель описывает микромир по своим правилам.  

• Электронные конфигурации помогают определить характеристики атома.  

• Квантовая теория рассматривается детально на первом курсе общей химии.  

• Квантовые числа используются для характеристики атомных орбиталей.  

• Уравнение Шредингера описывает состояние электронов в атоме.  

• Для глубокого понимания можно изучить бонусные материалы.  

• Электрон имеет двойственную природу: частица и волна.  

• Невозможно точно измерить координату и скорость электрона одновременно.  

• Электрон может находиться в любой области пространства вокруг ядра с определенной вероятностью.  

• Орбитали — это пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно расположение электрона.  

• Примеры орбиталей: шар, гантелеобразная, четырехчастная.  

• Графически орбитали изображаются в виде квантовых ячеек.  

• Энергетические уровни и подуровни обозначаются буквами: s, p, d, f.  

• На s-орбитали может быть максимум два электрона.  

• На p-орбитали может быть до шести электронов, на d-орбитали — до десяти электронов.  

• Электроны размыты вокруг ядра, а не имеют четкие положения.  

• Каждый энергетический уровень разбивается на подуровни.  

• Формула позволяет рассчитать максимальное количество электронов на каждом уровне.  

• На первом энергетическом уровне могут быть только s- и f-орбитали.  

• На втором уровне могут быть s- и p-орбитали, суммарно до восьми электронов.  

• На третьем уровне могут быть s-, p- и d-орбитали, суммарно до 18 электронов.  

• В атоме одного элемента не может быть двух электронов с одинаковым набором характеристик.  

• Электроны могут различаться по направлению движения относительно ядра.  

• В квантовой ячейке электроны изображаются разнонаправленными стрелками.  

• В основном состоянии атом должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов.  

• Это энергетически выгодно для атома.  

• Электроны распределяются так, чтобы максимально использовать свободное пространство.  

• Спаренные электроны: два электрона на одной орбитали.  

• Неспаренные электроны: один электрон на одной орбитали.  

• Определение спаренных и неспаренных электронов зависит от их расположения в квантовых ячейках.  

• Энергетические уровни расщепляются на подуровни.  

• Электроны заполняют орбитали в порядке увеличения энергии.  

• Электроны следуют принципу наименьшего сопротивления.  

• Энергия электронов увеличивается с ростом энергетического уровня.  

• Наименьшая энергия у s-орбиталей первого уровня.  

• Запись энергетических уровней включает номер уровня, тип орбитали и количество электронов.  

• Номер уровня обозначает номер энергетического уровня.  

• Буква обозначает тип орбитали.  

• Степень указывает количество электронов на орбитали.  

• Электроны заполняют s-орбитали, затем p-орбитали и т.д.  

• Энергия орбиталей увеличивается с появлением новых орбиталей.  

• Четыре s-орбиталь заполняется раньше, чем три d-орбиталь.  

• Это связано с энергетической выгодой атома.  

• Атому энергетически выгоднее заполнить четыре s-орбиталь, чем три d-орбиталь.  

• Энергия четыре s-орбитали ниже, чем три d-орбитали.  

• Пример с водородом: один s-электрон на первом уровне.  

• Пример с гелием: два s-электрона на первом уровне, спаренные.  

• Переход к второму периоду.  

• Пример с литием: заполнение орбиталей продолжается.  

• Появляется второй энергетический уровень.  

• Пример: литий - 2 электрона на первом уровне, 1 на втором.  

• Электронная конфигурация: 1s² 2s¹.  

• Логика заполнения: увеличение числа электронов на втором уровне с ростом порядкового номера.  

• У бериллия появляется еще один электрон на 2s орбиталь.  

• У бора заполняется 2p орбиталь.  

• У углерода появляется еще один электрон на 2p орбиталь.  

• Электроны на 2p орбиталях распределяются максимально не спаренными.  

• У азота 3 электрона на 2p, все в разных орбиталях.  

• У кислорода 4 электрона, один в паре.  

• У фтора 5 электронов на 2p, все в разных орбиталях.  

• У неона внешний уровень полностью заполнен.  

• Различие между электронной конфигурацией и электронно-графической формулой.  

• Протонный, электронный и нейтронный состав фосфора.  

• Заряд ядра +15.  

• Три энергетических уровня, на внешнем уровне 5 электронов.  

• Заполнение уровней: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.  

• Электронно-графическая формула: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.  

• Максимальное количество электронов в каждой квантовой ячейке.  

• Протонный, электронный и нейтронный состав кальция.  

• Заряд ядра +20.  

• Четыре энергетических уровня, на внешнем уровне 2 электрона.  

• Заполнение уровней: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.  

• Проблемы с камерой, перезагрузка.  

• Преподаватель сталкивается с техническими проблемами.  

• Включает план Б для улучшения качества видео.  

• Делает паузу для настройки камеры.  

• Начинает строить электронную конфигурацию атома кальция.  

• Заполняет уровни и подуровни по порядку.  

• Объясняет, что на третьем уровне сначала заполняется четыре с подуровень.  

• На третьем уровне заполняются только с и п подуровни.  

• Четыре с подуровень заполняется в первую очередь.  

• Три д подуровень остается пустым.  

• После кальция начинает заполняться три д подуровень.  

• Элементы после кальция заполняют три д подуровень.  

• Железо находится в четвертом периоде и восьмой побочной подгруппе.  

• У железа 26 электронов, 56 протонов и 30 нейтронов.  

• Электронная конфигурация: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.  

• У элементов побочных подгрупп номер группы не равен числу электронов на внешнем уровне.  

• У элементов четвертого периода на внешнем уровне обычно два электрона.  

• Медь имеет 29 протонов, 29 электронов и 35 нейтронов.  

• Электронная конфигурация: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹.  

• Три д подуровень заполняется последними девятью электронами.  

• На 4s-орбитали у меди два электрона.  

• На 3d-орбитали девять электронов.  

• Три d-подуровень практически заполнен, не хватает одного электрона.  

• Атом меди перемещает электрон с 4s-орбитали на 3d-орбиталь.  

• Это явление называется проскоком электрона.  

• В результате на 4s-орбитали остается один электрон, на 3d-орбитали — десять.  

• Заряд ядра +29, четвертый период, четыре уровня.  

• На первом уровне два электрона, на втором — восемь, на третьем — восемнадцать, на четвертом — один.  

• Проскок электрона связан с наименьшей энергией для атома.  

• Характерно для элементов с полузаполненной или полностью заполненной d-орбиталью.  

• Примеры: хром и медь.  

• Проскок электрона важен для понимания строения элементов четвертого периода.  

• Примеры: хром, медь, серебро, золото, молибден.  

• Знание строения этих элементов необходимо для подготовки к ЕГЭ по химии.  

• Основное состояние атома — состояние с минимальной энергией.  

• Возбужденное состояние атома — энергетически нестабильное состояние.  

• Образуется при переходе электронов с заполненных орбиталей на незаполненные при получении энергии извне.  

• Электрон с предыдущего уровня переходит на следующий уровень с большей энергией.  

• Распаривание увеличивает количество неспаренных электронов и возможных связей.  

• Пример: атом углерода с конфигурацией 2s² 2p² в основном состоянии.  

• При взаимодействии с другими атомами углерод может переходить в возбужденное состояние.  

• В возбужденном состоянии у углерода четыре неспаренных электрона.  

• Углерод образует четыре связи, что характерно для органической химии.  

• Возбужденное состояние возможно только при наличии вакантных орбиталей.  

• Пример: кальций с конфигурацией 4s² 2p⁰ в основном состоянии.  

• В возбужденном состоянии кальций может распаривать электроны.  

• Элементы сходной конфигурации имеют общие свойства.  

• Пример: элементы первой главной группы литий, натрий, калий.  

• Конфигурация внешнего уровня: ns¹, где n — номер уровня.  

• Элементы с одинаковой конфигурацией имеют полностью совпадающий внешний уровень.  

• Пример: хром, медь, калий с конфигурацией 4s¹.  

• Важно различать сходные и одинаковые конфигурации для ЕГЭ по химии.  

• Пример: магний, кальций, стронций имеют сходную конфигурацию внешнего уровня ns².  

• Пример: кальций и железо имеют одинаковую конфигурацию 4s² 2p².  

• Сходную конфигурацию имеют элементы с одинаковым количеством электронов на разных уровнях.  

• Элементы делятся на семейства в зависимости от последней заполненной орбитали.  

• С-элементы: последняя заполненная орбиталь — s.  

• P-элементы: последняя заполненная орбиталь — p.  

• D-элементы: последняя заполненная орбиталь — d.  

• Фосфор: последняя заполненная орбиталь — p, P-элемент.  

• Кальций: последняя заполненная орбиталь — s, S-элемент.  

• Железо: последняя заполненная орбиталь — d, D-элемент.  

• Медь: последняя заполненная орбиталь — d, D-элемент.  

• Цвета в таблицах обозначают семейства элементов.  

• Элементы первой и второй групп — s-элементы.  

• Элементы третьей группы и выше — p-элементы.  

• Элементы побочных подгрупп — d-элементы.  

• Валентность — способность атомов образовывать химические связи.  

• Валентные электроны — электроны, участвующие в образовании связей.  

• Количество валентных электронов равно номеру группы.  

• В главных группах валентные электроны равны внешним.  

• В побочных подгруппах валентные электроны — сумма внешних и предвнешних.  

• Пример: марганец в седьмой группе имеет 7 валентных электронов.  

• Хром: внешние электроны — 4s1, предвнешние — 3d5.  

• Валентные электроны: сумма внешних и предвнешних равна номеру группы.  

• Внутренние электроны не участвуют в образовании связей.  

• Побочные подгруппы определяются по элементам второго периода.  

• Неспаренные электроны определяются по расположению в ячейке.  

• Возбужденное состояние возникает при получении атомом энергии извне.  

• Атомы стремятся достичь состояния с заполненными внешними электронными уровнями.  

• На внешнем энергетическом уровне не может быть больше восьми электронов.  

• Это правило называется правилом октета: "окта" означает восемь.  

• Инертные газы имеют полностью заполненный внешний уровень и не вступают в химические реакции.  

• Атомы других групп стремятся приобрести оболочку инертного газа, принимая или отдавая электроны.  

• Атомы, принимающие или отдающие электроны, превращаются в ионы.  

• Ионы — это заряженные частицы с неравным количеством положительных и отрицательных зарядов.  

• Катионы образуются, когда атом отдает электроны.  

• Анионы образуются, когда атом принимает электроны.  

• Натрий отдает один электрон, превращаясь в катион Na+.  

• Втор принимает один электрон, превращаясь в анион F-.  

• Кальций отдает два электрона, превращаясь в катион Ca+.  

• Его конфигурация становится аналогичной аргону Ar.  

• Элементы с большим количеством электронов на внешнем уровне принимают электроны, становясь анионами.  

• Элементы с меньшим количеством электронов на внешнем уровне отдают электроны, становясь катионами.  

• Кремний имеет 14 протонов и 14 электронов.  

• Его электронная конфигурация: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p².  

• Внешние электроны кремния: 4, валентные электроны также 4.  

• При получении энергии электрон может переместиться с 3s-орбитали на 3p-орбиталь.  

• Конфигурация атома в возбужденном состоянии: 1s² 3s⁴ 3p⁴.  

• Кремний может отдать четыре электрона, превращаясь в катион Si⁴+.  

• Его конфигурация станет аналогичной неону Ne.  

• Кремний может принять четыре электрона, чтобы стать анионом.  

• Принятие четырех электронов увеличивает количество электронов до 18.  

• Кремний в четвертой группе может как отдавать, так и принимать электроны.  

• Марганец имеет порядковый номер 25 и массовое число 55.  

• Заряд ядра марганца +25, количество нейтронов 30.  

• Марганец находится в седьмой побочной группе и четвертом периоде.  

• Электронная конфигурация марганца: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁵.  

• Валентные электроны марганца: 7, так как он в седьмой группе.  

• Внешние электроны марганца: 2, на четвертом уровне.  

• На s-подуровне: 8 электронов.  

• На p-подуровне: 12 электронов.  

• На d-подуровне: 5 неспаренных электронов.  

• Задание: определить элементы с одним неспаренным электроном на внешнем уровне.  

• Элементы: алюминий, селен, хром, мышьяк, кислород.  

• Алюминий: 1 неспаренный электрон на третьем уровне.  

• Хром: 1 неспаренный электрон на четвертом уровне.  

• Мышьяк: 3 неспаренных электрона на четвертом уровне.  

• Кислород: 2 неспаренных электрона на втором уровне.  

• Правильный ответ: алюминий и хром.  

• Валентные электроны равны номеру группы и находятся только на s-подуровне.  

• Элементы с валентными электронами только на s-подуровне называются s-элементами.  

• Примеры: сера, ванадий, магний, алюминий, водород.  

• Сера: 6 электронов на внешнем уровне, 4 на p-орбитали, не подходит.  

• Ванадий: 4 s2 и 3 d3, валентные электроны на d-подуровне, не подходит.  

• Магний: 3 s2, все электроны на s-подуровне, подходит.  

• Алюминий: 3 s2 3 p1, 1 электрон на p-подуровне, не подходит.  

• Водород: 1 s1, валентный электрон на s-подуровне, подходит.  

• Катион кальция: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6, 18 электронов, как у аргона.  

• У катиона кальция 12 p-электронов.  

• Элементы, чьи анионы содержат 12 p-электронов: кремний, фосфор, сера, хлор.  

• Ванадий: 4 s2, подходит.  

• Бор: 2 s2 2 p1, не подходит.  

• Литий: 1 s1, не подходит.  

• Углерод: 2 s2 2 p2, не подходит.  

• Гелий: 1 s2, подходит.  

• Вопрос о сходстве конфигурации внешнего уровня.  

• Необходимость уточнения задания для дальнейшего анализа.  

• Элементы главных подгрупп имеют на внешнем уровне число электронов, равное номеру группы.  

• Элементы побочных подгрупп имеют на внешнем уровне два электрона, кроме проскока.  

• Пример: фосфор - 5 электронов, сера - 6 электронов, барий - 2 электрона, титан - 2 электрона.  

• Титан - элемент побочной подгруппы четвертого периода, конфигурация внешнего уровня - 4s² 2 электрона.  

• Барий - элемент шестого периода, конфигурация внешнего уровня - 6s² 2 электрона.  

• Конфигурации титана и бария сходны, но не одинаковы.  

• Кислород не может перейти в возбужденное состояние, так как нет вакантных орбиталей.  

• Углерод может перейти в возбужденное состояние, перенеся электрон на вакантную орбиталь, конфигурация - 2s¹ 2p³ 4 неспаренных электрона.  

• Кремний имеет аналогичную конфигурацию, но на третьем уровне.  

• Алюминий может перенести электрон на вакантную орбиталь, конфигурация - 3s² 3p¹ 3 неспаренных электрона.  

• Фосфор не может иметь 4 неспаренных электрона, максимум 5.  

• Полная конфигурация титана: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³.  

• Внешний уровень - 4s² 2 электрона.  

• Обзор типов заданий: количество электронов, спаренные и неспаренные электроны, конфигурация ионов.  

• Важность практики и тренировки.  

• Благодарность студентам за внимание и завершение темы.