Configuration énergétique des éléments. Configuration électronique

Configuration électronique un atome est une représentation numérique de ses orbitales électroniques. Les orbitales électroniques sont des régions diverses formes situé autour noyau atomique, dans lequel la présence d'un électron est mathématiquement probable. La configuration électronique permet d'indiquer rapidement et facilement au lecteur le nombre d'orbitales électroniques d'un atome, ainsi que de déterminer le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Après avoir lu cet article, vous maîtriserez la méthode d'élaboration des configurations électroniques.

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Distribution des électrons selon le système périodique de D. I. Mendeleïev

Trouvez le numéro atomique de votre atome. Chaque atome est associé à un certain nombre d’électrons. Trouvez le symbole de votre atome dans le tableau périodique. Le numéro atomique est un entier positif commençant à 1 (pour l’hydrogène) et augmentant de un pour chaque atome suivant. Le numéro atomique est le nombre de protons dans un atome, et donc aussi le nombre d’électrons d’un atome de charge nulle.

Déterminez la charge d’un atome. Les atomes neutres auront le même nombre d’électrons que celui indiqué dans le tableau périodique. Cependant, les atomes chargés auront plus ou moins d’électrons, selon l’ampleur de leur charge. Si vous travaillez avec un atome chargé, ajoutez ou soustrayez des électrons comme suit : ajoutez un électron pour chaque charge négative et soustrayez-en un pour chaque positif.

• Par exemple, un atome de sodium de charge -1 aura un électron supplémentaire en outreà son numéro atomique de base 11. En d’autres termes, l’atome aura un total de 12 électrons.
• Si nous parlons de environ un atome de sodium de charge +1, à partir de la base numéro atomique 11, vous devez retirer un électron. Ainsi, l’atome aura 10 électrons.

1. N'oubliez pas la liste de base des orbitales.À mesure que le nombre d’électrons dans un atome augmente, ils remplissent les différents sous-niveaux de la couche électronique de l’atome selon une séquence spécifique. Chaque sous-niveau de la couche électronique, une fois rempli, contient nombre pair des électrons. Les sous-niveaux suivants sont disponibles :

   Comprendre la notation de configuration électronique. Configurations électroniques sont écrits pour montrer clairement le nombre d’électrons dans chaque orbitale. Les orbitales sont écrites séquentiellement, le nombre d'atomes dans chaque orbitale étant écrit en exposant à droite du nom de l'orbitale. La configuration électronique complétée prend la forme d'une séquence de désignations de sous-niveaux et d'exposants.

   • Voici par exemple la configuration électronique la plus simple : 1s 2 2s 2 2p 6 . Cette configuration montre qu’il y a deux électrons dans le sous-niveau 1s, deux électrons dans le sous-niveau 2s et six électrons dans le sous-niveau 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons au total. Il s'agit de la configuration électronique d'un atome de néon neutre (le numéro atomique du néon est 10).

2. Rappelez-vous l'ordre des orbitales. Gardez à l’esprit que les orbitales électroniques sont numérotées par ordre croissant de nombre de couches électroniques, mais disposées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, une orbitale 4s 2 remplie a une énergie plus faible (ou moins de mobilité) qu'une orbitale 3d 10 partiellement remplie ou remplie, donc l'orbitale 4s est écrite en premier. Une fois que vous connaissez l’ordre des orbitales, vous pouvez facilement les remplir en fonction du nombre d’électrons dans l’atome. L’ordre de remplissage des orbitales est le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • La configuration électronique d'un atome dans lequel toutes les orbitales sont remplies aura vue suivante: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • Notez que l'entrée ci-dessus, lorsque toutes les orbitales sont remplies, est la configuration électronique de l'élément Uuo (ununoctia) 118, l'atome du tableau périodique avec le plus grand nombre. Par conséquent, cette configuration électronique contient tous les sous-niveaux électroniques actuellement connus d’un atome chargé de manière neutre.

3. Remplissez les orbitales en fonction du nombre d'électrons dans votre atome. Par exemple, si l’on veut noter la configuration électronique d’un atome de calcium neutre, il faut commencer par rechercher son numéro atomique dans le tableau périodique. Son numéro atomique est 20, nous allons donc écrire la configuration d'un atome à 20 électrons selon l'ordre ci-dessus.

   • Remplissez les orbitales selon l’ordre ci-dessus jusqu’à atteindre le vingtième électron. La première orbitale 1s aura deux électrons, l'orbitale 2s en aura aussi deux, la 2p en aura six, la 3s en aura deux, la 3p en aura 6, et les 4s en auront 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Autrement dit, la configuration électronique du calcium a la forme : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Notez que les orbitales sont classées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, lorsque vous êtes prêt à passer au 4ème niveau d'énergie, notez d'abord l'orbitale 4s, et alors 3d. Après le quatrième niveau d’énergie, vous passez au cinquième, où le même ordre se répète. Cela ne se produit qu'après le troisième niveau d'énergie.

4. Utilisez le tableau périodique comme repère visuel. Vous avez probablement déjà remarqué que la forme du tableau périodique correspond à l'ordre des sous-niveaux électroniques dans les configurations électroniques. Par exemple, les atomes de la deuxième colonne en partant de la gauche se terminent toujours par "s 2", et les atomes sur le bord droit de la fine partie centrale se terminent toujours par "d 10", etc. Utilisez le tableau périodique comme guide visuel pour écrire des configurations - comment l'ordre dans lequel vous ajoutez aux orbitales correspond à votre position dans le tableau. Voir ci-dessous:

   • Plus précisément, les deux colonnes les plus à gauche contiennent des atomes dont les configurations électroniques se terminent par des orbitales s, le bloc de droite du tableau contient des atomes dont les configurations se terminent par des orbitales p et la moitié inférieure contient des atomes qui se terminent par des orbitales f.
   • Par exemple, lorsque vous notez la configuration électronique du chlore, pensez ainsi : « Cet atome est situé dans la troisième rangée (ou « période ») du tableau périodique. Il est également situé dans le cinquième groupe du bloc orbital p. du tableau périodique. Par conséquent, sa configuration électronique se terminera par ..3p 5.
   • Notez que les éléments de la région orbitale d et f du tableau sont caractérisés par des niveaux d'énergie qui ne correspondent pas à la période dans laquelle ils se trouvent. Par exemple, la première rangée d'un bloc d'éléments avec des orbitales d correspond à des orbitales 3d, bien qu'elle soit située dans la 4ème période, et la première rangée d'éléments avec des orbitales f correspond à une orbitale 4f, bien qu'elle soit située dans la 6ème période. période.

5. Apprenez les abréviations pour écrire de longues configurations électroniques. Les atomes situés à droite du tableau périodique sont appelés gaz nobles. Ces éléments sont chimiquement très stables. Pour raccourcir le processus d'écriture de configurations électroniques longues, écrivez simplement le symbole chimique du gaz noble le plus proche contenant moins d'électrons que votre atome entre crochets, puis continuez à écrire la configuration électronique des niveaux orbitaux suivants. Voir ci-dessous:

   • Pour comprendre ce concept, il sera utile d'écrire un exemple de configuration. Écrivons la configuration du zinc (numéro atomique 30) en utilisant l'abréviation qui inclut le gaz rare. La configuration complète du zinc ressemble à ceci : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Cependant, nous voyons que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 est la configuration électronique de l'argon, un gaz rare. Remplacez simplement une partie de la configuration électronique pour le zinc par le symbole chimique pour l'argon entre crochets (.)
   • Ainsi, la configuration électronique du zinc, écrite sous forme abrégée, a la forme : 4s 2 3d 10 .
   • Veuillez noter que si vous écrivez la configuration électronique d'un gaz rare, disons l'argon, vous ne pouvez pas l'écrire ! Il faut utiliser l'abréviation du gaz noble précédant cet élément ; pour l'argon ce sera du néon ().

   Utilisation du tableau périodique ADOMAH

   1. Maîtrisez le tableau périodique ADOMAH. Cette méthode l'enregistrement de la configuration électronique ne nécessite pas de mémorisation, mais nécessite un tableau périodique modifié, puisque dans le tableau périodique traditionnel, à partir de la quatrième période, le numéro de période ne correspond pas à la couche électronique. Trouvez le tableau périodique ADOMAH - un type spécial de tableau périodique développé par le scientifique Valery Zimmerman. Il est facile à trouver avec une courte recherche sur Internet.

      • Dans le tableau périodique ADOMAH, les lignes horizontales représentent des groupes d'éléments tels que les halogènes, les gaz rares, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, etc. Les colonnes verticales correspondent aux niveaux électroniques et aux soi-disant « cascades » (lignes diagonales reliant blocs s,p,d et f) correspondent à des périodes.
      • L'hélium est déplacé vers l'hydrogène car ces deux éléments sont caractérisés par une orbitale 1s. Les blocs de périodes (s, p, d et f) sont affichés sur le côté droit et les numéros de niveau sont indiqués en bas. Les éléments sont représentés dans des cases numérotées de 1 à 120. Ces nombres sont des nombres atomiques ordinaires qui représentent totalélectrons dans un atome neutre.

   2. Trouvez votre atome dans la table ADOMAH. Pour écrire la configuration électronique d'un élément, recherchez son symbole sur le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments de numéro atomique plus élevé. Par exemple, si vous devez écrire la configuration électronique de l'erbium (68), rayez tous les éléments de 69 à 120.

      • Notez les chiffres de 1 à 8 au bas du tableau. Ce sont des nombres de niveaux électroniques ou des nombres de colonnes. Ignorez les colonnes qui contiennent uniquement des éléments barrés. Pour l'erbium, il reste les colonnes numérotées 1,2,3,4,5 et 6.

   3. Comptez les sous-niveaux orbitaux jusqu'à votre élément. En regardant les symboles de bloc affichés à droite du tableau (s, p, d et f) et les numéros de colonnes affichés à la base, ignorez les lignes diagonales entre les blocs et divisez les colonnes en blocs de colonnes, en les répertoriant dans l'ordre. de bas en haut. Encore une fois, ignorez les blocs dont tous les éléments sont barrés. Écrivez des blocs de colonnes en commençant par le numéro de colonne suivi du symbole du bloc, ainsi : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pour l'erbium).

      • Veuillez noter : la configuration électronique ci-dessus de Er est écrite par ordre croissant du numéro de sous-niveau électronique. Il peut également s'écrire dans l'ordre de remplissage des orbitales. Pour ce faire, suivez les cascades de bas en haut, plutôt que les colonnes, lorsque vous écrivez des blocs de colonnes : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Comptez les électrons pour chaque sous-niveau électronique. Comptez les éléments de chaque bloc de colonne qui n'ont pas été barrés, en attachant un électron de chaque élément, et écrivez leur numéro à côté du symbole de bloc pour chaque bloc de colonne ainsi : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4j 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Dans notre exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'erbium.

   5. Soyez conscient des configurations électroniques incorrectes. Il existe dix-huit exceptions typiques liées aux configurations électroniques des atomes dans l’état d’énergie le plus bas, également appelé état d’énergie fondamentale. Ils n'obéissent pas règle générale seulement dans les deux ou trois dernières positions occupées par les électrons. Dans ce cas, la configuration électronique réelle suppose que les électrons sont dans un état d’énergie inférieure à la configuration standard de l’atome. Les atomes d'exception incluent :

      • Cr(..., 3d5, 4s1) ; Cu(..., 3d10, 4s1) ; Nb(..., 4d4, 5s1) ; Mo(..., 4d5, 5s1) ; Ru(..., 4d7, 5s1) ; RH(..., 4d8, 5s1) ; PD(..., 4d10, 5s0) ; Ag(..., 4d10, 5s1) ; La(..., 5d1, 6s2) ; Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2) ; D.ieu(..., 4f7, 5d1, 6s2) ; Au(..., 5d10, 6s1) ; Ac(..., 6d1, 7s2) ; Ème(..., 6d2, 7s2) ; Pennsylvanie(..., 5f2, 6d1, 7s2) ; U(..., 5f3, 6d1, 7s2) ; Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) et Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Pour trouver le numéro atomique d’un atome lorsqu’il est écrit sous forme de configuration électronique, additionnez simplement tous les nombres qui suivent les lettres (s, p, d et f). Cela ne fonctionne que pour les atomes neutres, si vous avez affaire à un ion, cela ne fonctionnera pas – vous devrez ajouter ou soustraire le nombre d'électrons supplémentaires ou perdus.
      • Le chiffre qui suit la lettre est en exposant, ne vous trompez pas lors du test.
      • Il n’y a pas de stabilité de sous-niveau « à moitié pleine ». C'est une simplification. Toute stabilité attribuée aux sous-niveaux « à moitié remplis » est due au fait que chaque orbitale est occupée par un électron, minimisant ainsi la répulsion entre les électrons.
      • Chaque atome tend vers un état stable, et les configurations les plus stables ont les sous-niveaux s et p remplis (s2 et p6). Les gaz rares ont cette configuration, ils réagissent donc rarement et sont situés à droite dans le tableau périodique. Par conséquent, si une configuration se termine par 3p 4, alors elle a besoin de deux électrons pour atteindre un état stable (en perdre six, y compris les électrons du sous-niveau s, nécessite plus d'énergie, il est donc plus facile d'en perdre quatre). Et si la configuration se termine par 4d 3, alors pour atteindre un état stable, elle doit perdre trois électrons. De plus, les sous-niveaux à moitié remplis (s1, p3, d5..) sont plus stables que, par exemple, p4 ou p2 ; cependant, s2 et p6 seront encore plus stables.
      • Lorsqu’il s’agit d’un ion, cela signifie que le nombre de protons n’est pas égal au nombre d’électrons. Dans ce cas, la charge de l’atome sera représentée en haut à droite (généralement) du symbole chimique. Par conséquent, un atome d'antimoine de charge +2 a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Notez que 5p 3 est devenu 5p 1 . Soyez prudent lorsque la configuration de l'atome neutre se termine par des sous-niveaux autres que s et p. Lorsque vous enlevez des électrons, vous ne pouvez les extraire que des orbitales de valence (orbitales s et p). Par conséquent, si la configuration se termine par 4s 2 3d 7 et que l'atome reçoit une charge de +2, alors la configuration se terminera par 4s 0 3d 7. Veuillez noter que 3j 7 Pas changements, les électrons de l’orbitale s sont perdus à la place.
      • Il existe des conditions dans lesquelles un électron est obligé de « passer à un niveau d'énergie plus élevé ». Lorsqu'il manque un électron à un sous-niveau pour être à moitié ou plein, prenez un électron du sous-niveau s ou p le plus proche et déplacez-le vers le sous-niveau qui a besoin de l'électron.
      • Il existe deux options pour enregistrer la configuration électronique. Ils peuvent être écrits par ordre croissant de niveaux d’énergie ou par ordre de remplissage des orbitales électroniques, comme cela a été montré ci-dessus pour l’erbium.
      • Vous pouvez également écrire la configuration électronique d'un élément en écrivant uniquement la configuration de valence, qui représente le dernier sous-niveau s et p. Ainsi, la configuration de valence de l'antimoine sera 5s 2 5p 3.
      • Les ions ne sont pas les mêmes. C'est beaucoup plus difficile avec eux. Sautez deux niveaux et suivez le même schéma en fonction de votre point de départ et du nombre d'électrons.

>> Chimie : Configurations électroniques des atomes éléments chimiques

Le physicien suisse W. Pauli a établi en 1925 que dans un atome sur une orbitale, il ne peut y avoir plus de deux électrons ayant des spins opposés (antiparallèles) (traduit de l'anglais par « fuseau »), c'est-à-dire ayant des propriétés qui peuvent être conventionnellement s'est imaginé comme la rotation d'un électron autour de son axe imaginaire : dans le sens des aiguilles d'une montre ou dans le sens inverse. Ce principe est appelé principe de Pauli.

S'il y a un électron dans l'orbitale, alors il est dit non apparié ; s'il y en a deux, alors ce sont des électrons appariés, c'est-à-dire des électrons avec des spins opposés.

La figure 5 montre un diagramme de la division des niveaux d'énergie en sous-niveaux.

L'orbitale S, comme vous le savez déjà, a une forme sphérique. L'électron de l'atome d'hydrogène (s = 1) est situé dans cette orbitale et n'est pas apparié. Ainsi, sa formule électronique ou configuration électronique s’écrira comme suit : 1s 1. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est indiqué par le chiffre précédant la lettre (1...), Lettre latine désigne un sous-niveau (type d'orbitale), et le nombre qui est écrit en haut à droite de la lettre (sous forme d'exposant) indique le nombre d'électrons dans le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium He, qui possède deux électrons appariés dans une orbitale s, cette formule est : 1s 2.

La couche électronique de l’atome d’hélium est complète et très stable. L'hélium est un gaz rare.

Au deuxième niveau d'énergie (n = 2), il y a quatre orbitales : une s et trois p. Les électrons de l'orbitale s du deuxième niveau (orbitales 2s) ont une énergie plus élevée, car ils sont plus éloignés du noyau que les électrons de l'orbitale 1s (n = 2).

En général, pour chaque valeur de n, il existe une orbitale s, mais avec un apport correspondant d’énergie électronique et, par conséquent, avec un diamètre correspondant, augmentant à mesure que la valeur de n augmente.

Le p-Orbital a la forme d’un haltère ou d’un huit tridimensionnel. Les trois orbitales p sont situées dans l’atome, perpendiculairement entre elles le long des coordonnées spatiales tracées à travers le noyau de l’atome. Il convient de souligner une fois de plus que chaque niveau d'énergie (couche électronique), à ​​partir de n = 2, possède trois orbitales p. À mesure que la valeur de n augmente, les électrons occupent des orbitales p situées à de grandes distances du noyau et dirigées le long des axes x, y et z.

Pour les éléments de la deuxième période (n = 2), une orbitale b est d'abord remplie, puis trois orbitales p. Formule électronique 1l : 1s 2 2s 1. L'électron est lié de manière plus lâche au noyau de l'atome, de sorte que l'atome de lithium peut facilement l'abandonner (comme vous vous en souvenez, ce processus est appelé oxydation), se transformant en un ion Li+.

Dans l'atome de béryllium Be 0, le quatrième électron est également situé dans l'orbitale 2s : 1s 2 2s 2. Les deux électrons externes de l'atome de béryllium se détachent facilement - Be 0 est oxydé en cation Be 2+.

Dans l'atome de bore, le cinquième électron occupe l'orbitale 2p : 1s 2 2s 2 2p 1. Ensuite, les atomes C, N, O, E sont remplis d'orbitales 2p, qui se terminent par le gaz rare néon : 1s 2 2s 2 2p 6.

Pour les éléments de la troisième période, les orbitales Sv et Sr sont respectivement remplies. Cinq orbitales d du troisième niveau restent libres :

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5 ; 18Аг П^Ёр^Зр6.

Parfois, dans les diagrammes illustrant la répartition des électrons dans les atomes, seul le nombre d'électrons à chaque niveau d'énergie est indiqué, c'est-à-dire que des formules électroniques abrégées d'atomes d'éléments chimiques sont écrites, contrairement aux formules électroniques complètes données ci-dessus.

Pour les éléments de grandes périodes (quatrième et cinquième), les deux premiers électrons occupent respectivement les 4ème et 5ème orbitales : 19 K 2, 8, 8, 1 ; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. À partir du troisième élément de chaque période majeure, les dix électrons suivants entreront respectivement dans les orbitales 3d et 4d précédentes (pour les éléments des sous-groupes latéraux) : 23 V 2, 8, 11, 2 ; 26 Tr 2, 8, 14, 2 ; 40Zr 2, 8, 18, 10, 2 ; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. En règle générale, lorsque le sous-niveau d précédent est rempli, le sous-niveau p externe (respectivement 4p et 5p) commencera à se remplir.

Pour les éléments de grandes périodes - le sixième et le septième incomplet - les niveaux et sous-niveaux électroniques sont généralement remplis d'électrons, comme ceci : les deux premiers électrons iront au sous-niveau b externe : 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2 ; 87Gg2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 ; l'électron suivant (pour Na et Ac) au précédent (sous-niveau p : 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 et 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Ensuite, les 14 électrons suivants entreront dans le troisième niveau d’énergie externe dans les orbitales 4f et 5f des lanthanides et des actinides, respectivement.

Ensuite, le deuxième niveau d'énergie externe (sous-niveau d) recommencera à se construire : pour les éléments des sous-groupes latéraux : 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2 ; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - et, enfin, ce n'est qu'une fois que le niveau actuel est complètement rempli de dix électrons que le sous-niveau p externe sera à nouveau rempli :

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Très souvent, la structure coques électroniques les atomes sont représentés à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - des formules électroniques graphiques sont écrites. Pour cette notation, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; Chaque électron est indiqué par une flèche correspondant à la direction du spin. Lors de l'enregistrement d'un graphique formule électronique il faut rappeler deux règles : le principe de Pauli, selon lequel il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une cellule (orbitale), mais avec des spins antiparallèles, et la règle de F. Hund, selon laquelle les électrons occupent des cellules libres (orbitales), s'y trouvent d'abord un à la fois et ont en même temps même valeur en arrière, et alors seulement s'accouplent, mais dans ce cas, selon le principe de Pauli, les dos seront dans des directions opposées.

En conclusion, considérons à nouveau l'affichage des configurations électroniques des atomes d'éléments selon les périodes du système D.I. Mendeleïev. Schème structure électronique les atomes montrent la répartition des électrons à travers les couches électroniques (niveaux d'énergie).

Dans un atome d’hélium, la première couche électronique est complète : elle contient 2 électrons.

L'hydrogène et l'hélium sont des éléments s ; l'orbitale s de ces atomes est remplie d'électrons.

Éléments de la deuxième période

Pour tous les éléments de la deuxième période, la première couche électronique est remplie et les électrons remplissent les orbitales e et p de la deuxième couche électronique conformément au principe de moindre énergie (d'abord s-, puis p) et les Pauli et Règles de Hund (tableau 2).

Dans l’atome de néon, la deuxième couche électronique est complète : elle contient 8 électrons.

Tableau 2 Structure des coques électroniques des atomes des éléments de la deuxième période

Fin de tableau. 2

Li, Be - éléments b.

B, C, N, O, F, Ne sont des éléments p ; ces atomes ont des orbitales p remplies d’électrons.

Éléments de la troisième période

Pour les atomes d'éléments de la troisième période, les première et deuxième couches électroniques sont complétées, donc la troisième couche électronique est remplie, dans laquelle les électrons peuvent occuper les sous-niveaux 3s, 3p et 3d (tableau 3).

Tableau 3 Structure des coques électroniques des atomes des éléments de la troisième période

L’atome de magnésium termine son orbitale électronique 3s. Éléments Na et Mg-s.

Un atome d'argon possède 8 électrons dans sa couche externe (troisième couche électronique). En tant que couche externe, elle est complète, mais au total dans la troisième couche électronique, comme vous le savez déjà, il peut y avoir 18 électrons, ce qui signifie que les éléments de la troisième période ont des orbitales 3D non remplies.

Tous les éléments de Al à Ar sont des éléments p. Les éléments s et p forment les principaux sous-groupes du tableau périodique.

Une quatrième couche électronique apparaît dans les atomes de potassium et de calcium, et le sous-niveau 4s est rempli (tableau 4), car il a une énergie inférieure à celle du sous-niveau 3d. Pour simplifier les formules électroniques graphiques des atomes des éléments de la quatrième période : 1) notons la formule électronique graphique conventionnelle de l'argon comme suit :
Ar;

2) nous ne représenterons pas les sous-niveaux qui ne sont pas remplis dans ces atomes.

Tableau 4 Structure des coques électroniques des atomes des éléments de la quatrième période

K, Ca - éléments s inclus dans les principaux sous-groupes. Dans les atomes de Sc à Zn, le 3ème sous-niveau est rempli d'électrons. Ce sont des éléments Zy. Ils sont inclus dans des sous-groupes secondaires, leur couche électronique la plus externe est remplie et ils sont classés comme éléments de transition.

Faites attention à la structure des coques électroniques des atomes de chrome et de cuivre. En eux, il y a une « défaillance » d'un électron du 4ème au 3ème sous-niveau, qui s'explique par la plus grande stabilité énergétique des configurations électroniques résultantes Zd 5 et Zd 10 :

Dans l'atome de zinc, la troisième couche électronique est complète : tous les sous-niveaux 3s, 3p et 3d y sont remplis, avec un total de 18 électrons.

Dans les éléments qui suivent le zinc, la quatrième couche électronique, le sous-niveau 4p, continue d'être remplie : les éléments de Ga à Kr sont des éléments p.

L'atome de krypton a une couche externe (quatrième) qui est complète et possède 8 électrons. Mais au total, dans la quatrième couche électronique, comme vous le savez, il peut y avoir 32 électrons ; l'atome de krypton a encore des sous-niveaux 4d et 4f non remplis.

Pour les éléments de la cinquième période, les sous-niveaux sont renseignés dans l'ordre suivant : 5s-> 4d -> 5p. Et il existe aussi des exceptions liées à la « défaillance » des électrons dans 41 Nb, 42 MO, etc.

Dans les sixième et septième périodes, des éléments apparaissent, c'est-à-dire des éléments dans lesquels les sous-niveaux 4f et 5f de la troisième couche électronique extérieure sont respectivement remplis.

Les éléments 4f sont appelés lanthanides.

Les éléments 5f sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période : 55 Сs et 56 Ва - 6s éléments ;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d élément ; 58 Ce - 71 Lu - éléments 4f ; 72 Hf - 80 Hg - 5d éléments ; 81 Tl- 86 Rn - 6p-éléments. Mais ici aussi, il y a des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est « violé », ce qui, par exemple, est associé à une plus grande stabilité énergétique des sous-niveaux f à moitié et complètement remplis, c'est-à-dire nf 7 et nf 14. .

En fonction du dernier sous-niveau de l'atome rempli d'électrons, tous les éléments, comme vous l'avez déjà compris, sont divisés en quatre familles ou blocs électroniques (Fig. 7).

1) s-éléments ; rempli d'électrons dans le sous-niveau b niveau externe atome; les éléments s comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II ;

2) éléments p ; le sous-niveau p du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; les éléments p comprennent les éléments des principaux sous-groupes des groupes III-VIII ;

3) éléments d ; le sous-niveau d du niveau pré-externe de l'atome est rempli d'électrons ; Les éléments d comprennent des éléments des sous-groupes secondaires des groupes I à VIII, c'est-à-dire des éléments de décennies plug-in de grandes périodes situées entre les éléments s et p. Ils sont également appelés éléments de transition ;

4) éléments f, le sous-niveau f du troisième niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; ceux-ci incluent les lanthanides et les actinides.

1. Que se passerait-il si le principe de Pauli n’était pas suivi ?

2. Que se passerait-il si la règle de Hund n'était pas suivie ?

3. Faire des schémas de la structure électronique, des formules électroniques et des formules électroniques graphiques des atomes des éléments chimiques suivants : Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Écrivez la formule électronique pour l'élément n° 110 en utilisant le symbole de gaz noble approprié.

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Configuration électronique d'un atome – montre la distribution de ē par énergie. niveaux et sous-niveaux.

1s 1 ←nombre ē avec une forme de nuage donnée

↖ forme du nuage d'électrons

niveau d'énergie

Formules électroniques graphiques (images de la structure électronique d'un atome) –

montre la distribution de ē par énergie. niveaux, sous-niveaux et orbitales.

Je période :+1N

Où - ē, ↓ - ē à spins antiparallèles, orbital.

Lorsque vous écrivez une formule électronique graphique, vous devez vous rappeler la règle de Pauli et La règle de Hund "Si dans un sous-niveau il y a plusieurs orbitales libres, alors ē sont placés chacun sur une orbitale distincte et seulement en l'absence d'orbitales libres sont combinés en paires."

(Travailler avec des formules électroniques et électroniques graphiques).

Par exemple, H +1 1s 1 ; Il +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1 ; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;

Je période : hydrogène et hélium – s-éléments, leur orbitale s est remplie d'électrons.

Période II : Li et Be sont des éléments s

B, C, N, O, F, Ne – éléments p

Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli d'électrons en dernier, tous les éléments sont divisés en 4 familles ou blocs d'électrons :

1) s-éléments – leur sous-niveau s de la couche externe de l'atome est rempli de ē ; ceux-ci incluent l'hydrogène, l'hélium et el-you gl.p/gr. Groupes I et II.

2) éléments p – leur monde électronique, le sous-niveau du niveau externe de l'atome, est rempli ; ceux-ci incluent des éléments du groupe principal. Groupes III-VIII.

3) éléments d – en eux, le sous-niveau d du niveau le plus externe de l'atome est rempli d'électrons ; Ceux-ci incluent el-you side.p/gr. . Groupes I-VIII, c'est-à-dire éléments de décennies plug-in de grandes périodes, situés entre les éléments s et p, ils sont également appelés éléments de transition.

4) éléments f- leur sous-niveau f du troisième niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; ceux-ci incluent les lanthanides (éléments 4f) et les actinides (éléments 5f).

Les atomes de cuivre et de chrome ont « échec » ē du sous-niveau 4s au sous-niveau 3d, ce qui s'explique par la plus grande stabilité énergétique des configurations électroniques résultantes 3d 5 et 3d 10 :

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3j 10 24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Il a été prouvé expérimentalement que les états d'atomes dans lesquels les orbitales p, d, f sont à moitié remplies (p 3, d 5, f 7), complètement (p 6, d 10, f 14) ou libres, ont stabilité accrue. Ceci explique les transitions – « creux » – des électrons entre des orbitales rapprochées. Les mêmes écarts sont observés dans l'analogue du chrome - molybdène, ainsi que dans les éléments du sous-groupe du cuivre - argent et or. Le palladium est unique à cet égard, dont l'atome ne possède aucun électron 5s et qui en possède une trace. Configuration : 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 0 4d 10 .

Questions pour la maîtrise de soi

1. Qu'est-ce qu'un nuage d'électrons ?

2. Quelle est la différence entre une orbitale 1s et une orbitale 2s ?

3. Quel est le nombre quantique principal ? Quel est le rapport avec le numéro de période ?

4. Qu'est-ce qu'un sous-niveau et quel est le rapport entre ce concept et le numéro de période ?

5. Créer des configurations électroniques d'atomes d'éléments de la 4e-6e période du PSCE.

6. Créez la configuration électronique des atomes de magnésium et de néon.

7. Déterminez quel atome a la configuration électronique 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1, 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2, 1S 2 2S 2 2p 4, 1S 2 2S 1

PLAN DE LEÇON N°7

Discipline: Chimie.

Sujet:

Objectif de la leçon :Étudier les mécanismes de formation des liaisons ioniques et covalentes, considérer les ions ioniques, atomiques et moléculaires réseaux cristallins.

Résultats prévus

Sujet: maîtrise des concepts chimiques fondamentaux : liaisons chimiques, ions, réseaux cristallins, utilisation sûre de la terminologie et des symboles chimiques ; développement de la capacité de donner des estimations quantitatives et d'effectuer des calculs selon formules chimiques et équations ;

Métasujet : usage divers types activité cognitive et opérations intellectuelles de base : compilation de configurations électroniques d'atomes d'éléments chimiques.

Personnel: la capacité d’utiliser les acquis de la science chimique et des technologies chimiques modernes pour améliorer les siens Développement intellectuel dans la sélection activité professionnelle;

Heure normale : 2 heures

Type de cours : Conférence.

Plan de cours:

1. Cations, leur formation à partir d'atomes à la suite du processus d'oxydation. Anions, leur formation à partir d'atomes à la suite du processus de réduction. La liaison ionique est une liaison entre cations et anions due à l'attraction électrostatique.

2. Classification des ions : par composition, signe de charge, présence d'une coque d'hydratation.

3. Réseaux cristallins ioniques. Propriétés des substances avec un réseau cristallin de type ionique.

4. Mécanisme de formation de liaisons covalentes (échange et donneur-accepteur).

5. Électronégativité. Liaisons covalentes polaires et non polaires. Multiplicité de liaison covalente.

6. Réseaux cristallins moléculaires et atomiques. Propriétés des substances à réseaux cristallins moléculaires et atomiques.

Équipement: Modèles de réseaux cristallins, manuel, système périodique d'éléments chimiques par D.I. Mendeleev.

Littérature:

1. Chimie 11e année : manuel. pour l'enseignement général organisations G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. – M. : Éducation, 2014. -208 p. : ill..

2. Chimie pour les métiers et les spécialités techniques : un manuel pour les étudiants. institutions de l'environnement prof. éducation / O.S. Gabrielyan, I.G. Ostroumov. – 5e éd., effacée. – M. : Centre d'édition « Académie », 2017. – 272 pp., en couleurs. je vais.

Enseignant : Tubaltseva Yu.N.

Thème 7. Liaison chimique ionique et covalente.

1) Cations, leur formation à partir d'atomes à la suite du processus d'oxydation. Anions, leur formation à partir d'atomes à la suite du processus de réduction. La liaison ionique est une liaison entre cations et anions due à l'attraction électrostatique.

2) Classification des ions : par composition, signe de charge, présence d'une coque d'hydratation.

3) Réseaux cristallins ioniques. Propriétés des substances avec un réseau cristallin de type ionique.

4) Le mécanisme de formation de liaisons covalentes (échange et donneur-accepteur).

5) Électronégativité. Liaisons covalentes polaires et non polaires. Multiplicité de liaison covalente.

6) Réseaux cristallins moléculaires et atomiques. Propriétés des substances à réseaux cristallins moléculaires et atomiques.

Cations, leur formation à partir d'atomes à la suite du processus d'oxydation. Anions, leur formation à partir d'atomes à la suite du processus de réduction. La liaison ionique est une liaison entre cations et anions due à l'attraction électrostatique.

Une liaison chimique est l’interaction d’atomes qui détermine la stabilité d’une particule chimique ou d’un cristal dans son ensemble. Une liaison chimique se forme grâce à l'interaction électrostatique entre des particules chargées : cations et anions, noyaux et électrons. Lorsque les atomes se rassemblent, des forces attractives commencent à agir entre le noyau d’un atome et les électrons d’un autre, ainsi que des forces répulsives entre les noyaux et entre les électrons. À une certaine distance, ces forces s’équilibrent et une particule chimique stable se forme.

Lorsqu'une liaison chimique est formée, une redistribution significative de la densité électronique des atomes du composé peut se produire par rapport aux atomes libres. Dans les cas extrêmes, cela conduit à la formation de particules chargées - des ions (du grec "ion" - aller).

Interaction ionique :

Si un atome perd un ou plusieurs électrons, il se transforme alors en un ion positif - un cation (traduit du grec - "descendant"). C'est ainsi que se forment les cations de l'hydrogène H +, du lithium Li +, du baryum Ba 2+. En acquérant des électrons, les atomes se transforment en ions négatifs - anions (du grec "anion" - montant). Des exemples d'anions sont l'ion fluorure F −, l'ion sulfure S 2−.

Les cations et les anions sont capables de s'attirer. Dans ce cas, une liaison chimique se produit et composants chimiques. Ce type de liaison chimique est appelé liaison ionique :

Les liaisons ioniques se produisent généralement entre des atomes de métaux typiques et de non-métaux typiques. Propriété caractéristique Les atomes métalliques sont qu'ils abandonnent facilement leurs électrons de valence, tandis que les atomes non métalliques sont capables de les attacher facilement.

Considérons la formation d'une liaison ionique, par exemple, entre des atomes de sodium et des atomes de chlore dans le chlorure de sodium NaCl.

L'élimination d'un électron d'un atome de sodium conduit à la formation d'un ion chargé positivement - le cation sodium Na +.

L'ajout d'un électron à un atome de chlore entraîne la formation d'un ion chargé négativement, l'anion chlore Cl - .

Entre les ions Na + et Cl - résultants, qui ont des charges opposées, une attraction électrostatique se produit, à la suite de laquelle un composé se forme - le chlorure de sodium avec une liaison chimique de type ionique.

Liaison ionique est une liaison chimique qui se produit par l’interaction électrostatique d’ions de charges opposées.

Ainsi, le processus de formation d'une liaison ionique est réduit à la transition des électrons des atomes de sodium aux atomes de chlore avec la formation d'ions de charges opposées qui ont des configurations électroniques complètes des couches externes.

1. Les atomes métalliques, cédant des électrons externes, se transforment en ions positifs :

où n est le nombre d'électrons dans la couche externe de l'atome, correspondant au numéro de groupe de l'élément chimique.

2. Atomes non métalliques, récupérant les électrons manquants avant de compléter la couche électronique externe, se transforment en ions négatifs :

3. Une liaison se produit entre des ions de charges opposées, appelée ionique.

2. Classification des ions : par composition, signe de charge, présence d'une coque d'hydratation.

Classement des ions :

1. Selon le signe de charge : cations (positifs, K+, Ca2+, H+) et anions (négatifs, S2-, Cl-, I-).
2. Par composition : complexe ( , ) et simple (Na+, F-)

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Date de création de la page : 2017-12-12

Configuration électronique d'un atome est une formule montrant la disposition des électrons dans un atome par niveaux et sous-niveaux. Après avoir étudié l'article, vous apprendrez où et comment se trouvent les électrons, vous familiariserez avec les nombres quantiques et serez capable de construire la configuration électronique d'un atome par son numéro ; à la fin de l'article se trouve un tableau des éléments.

Pourquoi étudier la configuration électronique des éléments ?

Les atomes sont comme un jeu de construction : il y a un certain nombre de pièces, elles diffèrent les unes des autres, mais deux pièces du même type sont absolument identiques. Mais ce jeu de construction est bien plus intéressant que celui en plastique et voici pourquoi. La configuration change en fonction de qui se trouve à proximité. Par exemple, l'oxygène à côté de l'hydrogène Peut être se transforme en eau, à proximité du sodium, il se transforme en gaz, et à proximité du fer, il le transforme complètement en rouille. Pour répondre à la question de savoir pourquoi cela se produit et prédire le comportement d'un atome à côté d'un autre, il est nécessaire d'étudier la configuration électronique, qui sera discutée ci-dessous.

Combien d’électrons y a-t-il dans un atome ?

Un atome est constitué d'un noyau et d'électrons tournant autour de lui ; le noyau est constitué de protons et de neutrons. A l'état neutre, chaque atome possède un nombre d'électrons égal au nombre de protons dans son noyau. Le nombre de protons est désigné numéro de série Un élément, par exemple le soufre, possède 16 protons - le 16ème élément du tableau périodique. L'or possède 79 protons, le 79ème élément du tableau périodique. En conséquence, le soufre a 16 électrons à l’état neutre et l’or en a 79.

Où chercher un électron ?

En observant le comportement de l'électron, certains modèles ont été dérivés ; ils sont décrits par des nombres quantiques, il y en a quatre au total :

• Nombre quantique principal
• Nombre quantique orbital
• Nombre quantique magnétique
• Nombre quantique de rotation

Orbital

De plus, au lieu du mot orbite, nous utiliserons le terme « orbitale », orbitale étant fonction d'onde L'électron, en gros, est la région dans laquelle l'électron passe 90 % de son temps.

N - niveau
L - coque
M l - numéro orbital
M s - premier ou deuxième électron dans l'orbitale

Nombre quantique orbital l

À la suite de l'étude du nuage électronique, ils ont découvert qu'en fonction du niveau d'énergie, le nuage prend quatre formes principales : une balle, des haltères et deux autres, plus complexes. Par ordre d'énergie croissante, ces formes sont appelées coquilles s, p, d et f. Chacune de ces coquilles peut avoir 1 (sur s), 3 (sur p), 5 (sur d) et 7 (sur f) orbitales. Le nombre quantique orbital est la coquille dans laquelle se trouvent les orbitales. Le nombre quantique orbital pour les orbitales s,p,d et f prend respectivement les valeurs 0,1,2 ou 3.

Il y a une orbitale sur la couche s (L=0) - deux électrons
Il y a trois orbitales sur la couche p (L=1) - six électrons
Il y a cinq orbitales sur la couche d (L=2) - dix électrons
Il y a sept orbitales sur la couche f (L=3) - quatorze électrons

Nombre quantique magnétique m l

Il y a trois orbitales sur la p-shell, elles sont désignées par des nombres de -L à +L, c'est-à-dire que pour la p-shell (L=1) il y a les orbitales « -1 », « 0 » et « 1 ». . Le nombre quantique magnétique est désigné par la lettre m l.

À l’intérieur de la coquille, il est plus facile pour les électrons d’être localisés dans différentes orbitales, donc les premiers électrons en remplissent un dans chaque orbitale, puis une paire d’électrons est ajoutée à chacune.

Considérons le d-shell :
La coquille d correspond à la valeur L=2, soit cinq orbitales (-2,-1,0,1 et 2), les cinq premiers électrons remplissent la coquille en prenant les valeurs M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Nombre quantique de spin m s

Le spin est le sens de rotation d'un électron autour de son axe, il y a deux sens, donc le nombre quantique de spin a deux valeurs : +1/2 et -1/2. Un sous-niveau d’énergie ne peut contenir que deux électrons de spins opposés. Le nombre quantique de spin est noté m s

Nombre quantique principal n

Le nombre quantique principal est le niveau d'énergie à ce moment sept niveaux d'énergie sont connus, chacun étant désigné Chiffre arabe: 1,2,3,...7. Le nombre de coques à chaque niveau est égal au numéro du niveau : il y a une coque au premier niveau, deux au deuxième, etc.

Numéro d'électron

Ainsi, tout électron peut être décrit par quatre nombres quantiques, la combinaison de ces nombres est unique pour chaque position de l'électron, prenons le premier électron, le niveau d'énergie le plus bas est N = 1, au premier niveau il y a une coquille, la la première coquille à n'importe quel niveau a la forme d'une boule (s-shell), c'est-à-dire L=0, le nombre quantique magnétique ne peut prendre qu'une seule valeur, M l =0 et le spin sera égal à +1/2. Si nous prenons le cinquième électron (quel que soit l’atome dont il se trouve), alors ses principaux nombres quantiques seront : N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.