Электронное строение атомов элементов. Электронные конфигурации атомов в невозбужденном и возбужденном состоянии.

### 1. Электронное строение атома Электроны в атоме располагаются на энергетических уровнях и подуровнях. Порядок заполнения орбиталей определяется принципом минимальной энергии (принцип Ауфбау): сначала заполняются орбитали с меньшей энергией. - **Энергетические уровни (n):** обозначаются цифрами (1, 2, 3, 4...). - **Подуровни:** обозначаются буквами s, p, d, f. В них входят орбитали (ячейки): s (1), p (3), d (5), f (7). - **Принцип Паули:** на одной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами. - **Правило Хунда:** электроны заполняют орбитали одного подуровня сначала по одному (максимизируя суммарный спин), а затем парами. ### 2. Невозбужденное состояние (основное) Это состояние атома с наименьшей энергией, когда все электроны занимают максимально низкие энергетические уровни. *Пример: Углерод (C), порядковый номер 6.* Конфигурация: $1s^2 2s^2 2p^2$ Графическая запись (внешний слой 2s и 2p): $2s: [\uparrow\downarrow]$ $2p: [\uparrow][\uparrow][ ]$ ### 3. Возбужденное состояние Это состояние атома, когда при затрате энергии электроны переходят с более низких на более высокие энергетические подуровни в пределах одного уровня (обычно с s- на p- или d-орбитали). *Пример: Углерод (C) в возбужденном состоянии (C*).* Один из спаренных электронов с 2s-подуровня переходит на свободную p-орбиталь: Конфигурация: $1s^2 2s^1 2p^3$ Графическая запись (внешний слой): $2s: [\uparrow]$ $2p: [\uparrow][\uparrow][\uparrow]$ Это позволяет атому углерода проявлять валентность IV (образовывать четыре связи).