Строение атома, электронные конфигурации и ионная связь для ЕГЭ по химии

Состав атома

Атом состоит из положительно заряженного ядра (протоны и нейтроны) и отрицательно заряженной электронной оболочки (электроны).

Протон (p⁺): заряд +1, масса ~1 а.е.м.
Нейтрон (n⁰): заряд 0, масса ~1 а.е.м.
Электрон (e⁻): заряд -1, масса ничтожно мала.

Важные соотношения:

Число протонов = порядковый номер элемента (Z).
Число электронов = числу протонов = Z.
Число нейтронов (N) = атомная масса (Ar, округляем) – Z.

Электронная конфигурация атома

Электроны располагаются на энергетических уровнях (слоях), которые делятся на подуровни (s, p, d, f), состоящие из орбиталей.

Структура электронных уровней:

1-й уровень: один подуровень (1s), одна орбиталь.
2-й уровень: два подуровня (2s, 2p). На 2s — одна орбиталь, на 2p — три орбитали.
3-й уровень: три подуровня (3s, 3p, 3d). На 3s — одна, на 3p — три, на 3d — пять орбиталей.
4-й уровень: четыре подуровня (4s, 4p, 4d, 4f). f-подуровень в ЕГЭ обычно не рассматривается.

Правила заполнения:

Принцип минимальной энергии: заполнение идёт в порядке увеличения энергии орбиталей (1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p...).
Правило Хунда: в пределах одного подуровня электроны сначала занимают свободные орбитали по одному.
Принцип Паули: на одной орбитали может быть не более двух электронов.

Формы записи:

Электронно-графическая схема: изображает орбитали (клеточки) и электроны (стрелочки).
Электронная формула: краткая запись, например, для серы: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

Классификация элементов

s-Элементы: последний электрон занимает s-орбиталь. Элементы I и II групп главной подгруппы + гелий.
p-Элементы: последний электрон занимает p-орбиталь. Элементы главных подгрупп с III по VIII группы (кроме He).
d-Элементы: последний электрон занимает d-орбиталь. Все элементы побочных подгрупп.

Особенности d-элементов

У элементов побочных подгрупп (d-элементов) внешними являются электроны последнего s-подуровня (например, 4s), а валентными — электроны внешнего s- и предвнешнего d-подуровней (например, 4s и 3d).
Порядок заполнения: после 3p⁶ заполняется 4s, а затем 3d (4s имеет меньшую энергию).
Лайфхак для расчёта: для d-элемента 4-го периода число электронов на 4s и 3d подуровнях суммарно равно его порядковому номеру в периоде (начиная с K).

Исключения (проскок электрона):

Хром (Cr, Z=24): ожидаемая конфигурация 4s² 3d⁴, реальная — 4s¹ 3d⁵.
Медь (Cu, Z=29): ожидаемая 4s² 3d⁹, реальная — 4s¹ 3d¹⁰.
Объясняется повышенной устойчивостью полузаполненного (d⁵) и полностью заполненного (d¹⁰) d-подуровня.

Внешние и валентные электроны

Внешние электроны — электроны последнего энергетического уровня.
Валентные электроны — электроны, за счёт которых образуются химические связи.
Для элементов главных подгрупп внешние и валентные электроны совпадают, их число равно номеру группы.
Для d-элементов число валентных электронов (s+d) обычно больше числа внешних (только s).

Возбуждённое состояние атома

Возбуждённое состояние — состояние атома, при котором под действием энергии один из спаренных электронов переходит на свободную орбиталь того же уровня.
При этом общее число электронов на внешнем уровне не меняется, но увеличивается число неспаренных электронов и, как следствие, валентные возможности атома.
Не могут переходить в возбуждённое состояние атомы, у которых на внешнем уровне нет свободных орбиталей (N, O, F), так как у них отсутствует d-подуровень на внешнем уровне.

Образование ионов и ионная связь

Образование ионов

Металлы отдают электроны, превращаясь в катионы (+). Они стремятся полностью очистить внешний уровень, приобретая конфигурацию предыдущего благородного газа.
- Пример: Li (1s² 2s¹) → Li⁺ (1s²) — конфигурация He.
Неметаллы принимают электроны, превращаясь в анионы (-). Они стремятся полностью заполнить внешний уровень до октета, приобретая конфигурацию следующего благородного газа.
- Пример: F (1s² 2s² 2p⁵) → F⁻ (1s² 2s² 2p⁶) — конфигурация Ne.

Ионная связь

Ионная связь — это связь, возникающая между разноименно заряженными ионами за счёт сил электростатического притяжения.

Пример с оксидом кальция (CaO):
- Кальций (Ca) отдаёт 2 электрона с внешнего уровня и становится ионом Ca²⁺.
- Кислород (O) принимает 2 электрона и становится ионом O²⁻.
- Возникающее притяжение между Ca²⁺ и O²⁻ — это и есть ионная связь.

Какие элементы образуют двухзарядные ионы?

Двухзарядные ионы (Э²⁺ или Э²⁻) характерны для:

Металлов II группы (главной подгруппы), которые отдают 2 электрона (например, магний, кальций, стронций).
Неметаллов VI группы (главной подгруппы), которым для завершения уровня не хватает 2 электронов (например, кислород, сера, селен).

Важно: Элементы с 4 или 5 электронами на внешнем уровне (кремний, фосфор) не образуют двухзарядных ионов, так как им для завершения уровня нужно принять 4 или 3 электрона соответственно.

Сколько электронов не хватает до завершения уровня?

Чтобы определить, сколько электронов не хватает атому, нужно вычесть текущее число электронов на внешнем уровне из 8 (правило октета).

Азот (N, V группа): 5 электронов. Не хватает 3 (5 + 3 = 8).
Кальций (Ca, II группа): 2 электрона. Не хватает 6 (2 + 6 = 8). Кальций энергетически выгоднее отдать 2 электрона, чем принять 6.
Кислород (O, VI группа): 6 электронов. Не хватает 2 (6 + 2 = 8).
Углерод (C, IV группа): 4 электрона. Не хватает 4.
Сера (S, VI группа): 6 электронов. Не хватает 2.

Выводы для подготовки к ЕГЭ

Для быстрого решения заданий на строение атома используйте таблицу Менделеева: период → число уровней, группа (для главных подгрупп) → число внешних электронов.
Внимательно различайте понятия «внешние» и «валентные» электроны, особенно для d-элементов.
Помните об исключениях — проскоке электрона у хрома и меди.
При работе с ионами определяйте, отдаёт или принимает атом электроны, и сравнивайте итоговую конфигурацию с конфигурациями благородных газов.
Для задач на ионную связь чётко применяйте правило октета. Типичная ошибка — путать количество электронов, которое атому не хватает, с количеством, которое он склонен отдать. Считайте прямо: 8 - (число e⁻ на внешнем уровне) = нехватка.