Configuration électronique des atomes. Configurations électroniques des atomes d'éléments chimiques - Hypermarché du savoir

La distribution des électrons sur les différentes AO est appelée configuration électronique d'un atome. La configuration électronique la plus basse énergie correspond à état de base atome, les configurations restantes se réfèrent à états excités.

La configuration électronique d'un atome est représentée de deux manières : sous la forme de formules électroniques et de diagrammes de diffraction électronique. Lors de l'écriture de formules électroniques, les nombres quantiques principaux et orbitaux sont utilisés. Le sous-niveau est désigné à l'aide du nombre quantique principal (nombre) et du nombre quantique orbital (lettre correspondante). Le nombre d'électrons dans un sous-niveau est caractérisé par l'exposant. Par exemple, pour l’état fondamental de l’atome d’hydrogène, la formule électronique est : 1 s 1 .

La structure des niveaux électroniques peut être décrite plus en détail à l'aide de diagrammes de diffraction électronique, où la répartition entre les sous-niveaux est représentée sous la forme de cellules quantiques. Dans ce cas, l'orbitale est classiquement représentée par un carré avec une désignation de sous-niveau à côté. Les sous-niveaux de chaque niveau doivent être légèrement décalés en hauteur, car leur énergie est légèrement différente. Les électrons sont représentés par des flèches ou ↓ selon le signe du nombre quantique de spin. Diagramme de diffraction électronique d'un atome d'hydrogène :

Le principe de la construction de configurations électroniques d’atomes multi-électrons est d’ajouter des protons et des électrons à l’atome d’hydrogène. La distribution des électrons entre les niveaux et sous-niveaux d'énergie est soumise aux règles évoquées précédemment : le principe de moindre énergie, le principe de Pauli et la règle de Hund.

Compte tenu de la structure des configurations électroniques des atomes, tous les éléments connus, conformément à la valeur du nombre quantique orbital du dernier sous-niveau rempli, peuvent être divisés en quatre groupes : s-des éléments, p-des éléments, d-des éléments, f-éléments.

Dans un atome d'hélium He (Z=2) le deuxième électron occupe 1 s-orbitale, sa formule électronique : 1 s 2. Diagramme de diffraction électronique :

L'hélium termine la première période la plus courte du tableau périodique des éléments. La configuration électronique de l'hélium est notée .

La deuxième période est ouverte par le lithium Li (Z=3), sa formule électronique :
Diagramme de diffraction électronique :

Ce qui suit sont des diagrammes simplifiés de diffraction électronique d’atomes d’éléments dont les orbitales de même niveau d’énergie sont situées à la même hauteur. Les sous-niveaux internes entièrement remplis ne sont pas affichés.

Après le lithium vient le béryllium Be (Z=4), dans lequel un électron supplémentaire peuple 2 s-orbital. Formule électronique de Be : 2 s 2

Dans l’état fondamental, le prochain électron de bore B (z=5) occupe 2 r-orbitale, V:1 s 2 2s 2 2p 1 ; son diagramme de diffraction électronique :

Les cinq éléments suivants ont des configurations électroniques :

C (Z=6) : 2 s 2 2p 2N (Z=7) : 2 s 2 2p 3

O (Z=8) : 2 s 2 2p 4F (Z=9) : 2 s 2 2p 5

Ne (Z=10) : 2 s 2 2p 6

Les configurations électroniques données sont déterminées par la règle de Hund.

Les premier et deuxième niveaux d’énergie du néon sont complètement remplis. Désignons sa configuration électronique et l'utiliserons à l'avenir par souci de concision dans l'écriture des formules électroniques des atomes d'éléments.

Sodium Na (Z=11) et Mg (Z=12) ouvrent la troisième période. Les électrons externes occupent 3 s-orbital:

Na (Z=11) : 3 s 1

Mg (Z=12) : 3 s 2

Puis, en commençant par l'aluminium (Z=13), remplissez 3 r-sous-niveau. La troisième période se termine avec l'argon Ar (Z=18) :

Al (Z=13) : 3 s 2 3p 1

Ar (Z=18) : 3 s 2 3p 6

Les éléments de la troisième période diffèrent des éléments de la deuxième par le fait qu'ils disposent de 3 libres d-des orbitales pouvant participer à la formation d'une liaison chimique. Ceci explique les états de valence présentés par les éléments.

En quatrième période, conformément à la règle ( n+je), le potassium K (Z=19) et le calcium Ca (Z=20) ont 4 électrons s-sous-niveau, pas 3 d. Partant du scandium Sc (Z=21) et finissant par le zinc Zn (Z=30), remplissage 3 d-sous-niveau :

Formules électroniques d-les éléments peuvent être représentés sous forme ionique : les sous-niveaux sont classés par ordre croissant du nombre quantique principal, et à un nombre constant n– par ordre croissant de nombre quantique orbital. Par exemple, pour Zn, une telle entrée ressemblerait à ceci :
Ces deux entrées sont équivalentes, mais la formule du zinc donnée précédemment reflète correctement l'ordre dans lequel les sous-niveaux sont remplis.

Dans la rangée 3 d-éléments en chrome Cr (Z=24) il y a un écart à la règle ( n+je). Conformément à cette règle, la configuration de Cr devrait ressembler à ceci :
Il a été établi que sa configuration réelle est
Cet effet est parfois appelé « immersion » électronique. De tels effets s’expliquent par la moitié de l’augmentation de la résistance ( p 3 , d 5 , f 7) et complètement ( p 6 , d 10 , f 14) sous-niveaux remplis.

Écarts par rapport à la règle ( n+je) sont également observés dans d’autres éléments (tableau 2). Cela est dû au fait qu’à mesure que le nombre quantique principal augmente, les différences entre les énergies des sous-niveaux diminuent.

Vient ensuite le remplissage 4 p-sous-niveau (Ga - Kr). La quatrième période ne contient que 18 éléments. Le remplissage 5 s'effectue de la même manière s-, 4d- et 5 p- des sous-niveaux de 18 éléments de la cinquième période. Notez que l'énergie est de 5 s- et 4 d-les sous-niveaux sont très proches, et l'électron avec 5 s-les sous-niveaux peuvent facilement passer à 4 d-sous-niveau. À 5 heures s-le sous-niveau Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ne possède qu'un seul électron. Dans l'état fondamental 5 s-Le sous-niveau Pd n'est pas rempli. Une « panne » de deux électrons est observée.

Tableau 2

Exceptions à ( n+je) – règles pour les 86 premiers éléments

En sixième période après avoir rempli 6 s-sous-niveau de césium Cs (Z=55) et de baryum Ba (Z=56) l'électron suivant, selon la règle ( n+je), devrait prendre 4 f-sous-niveau. Or, dans le lanthane La (Z=57) l'électron passe à 5 d-sous-niveau. À moitié rempli (4 f 7) 4f-le sous-niveau a une stabilité accrue, donc le gadolinium a Gd (Z=64), à côté de l'europium Eu (Z=63), de 4 f- le sous-niveau conserve le même nombre d'électrons (7), et un nouvel électron arrive en 5 d-sous-niveau, enfreignant la règle ( n+je). Dans le terbium Tb (Z=65), l'électron suivant occupe 4 f-sous-niveau et la transition de l'électron de 5 se produit d-sous-niveau (configuration 4 f 9 6s 2). Remplissage 4 f-le sous-niveau se termine à l'ytterbium Yb (Z=70). L'électron suivant de l'atome de lutétium Lu occupe 5 d-sous-niveau. Sa configuration électronique ne diffère de celle de l'atome de lanthane que par le fait qu'il est entièrement rempli 4 f-sous-niveau.

Actuellement, dans le tableau périodique des éléments D.I. Mendeleïev sous le scandium Sc et l'yttrium Y sont parfois localisés en lutétium (et non en lanthane) comme premier d-élément, et les 14 éléments devant lui, y compris le lanthane, sont placés dans un groupe spécial lanthanides au-delà du tableau périodique des éléments.

Les propriétés chimiques des éléments sont principalement déterminées par la structure des niveaux électroniques externes. Changement du nombre d'électrons sur le troisième extérieur 4 f-le sous-niveau a peu d'effet sur les propriétés chimiques des éléments. Donc les 4 f-les éléments sont similaires dans leurs propriétés. Puis dans la sixième période le remplissage de 5 a lieu d-sous-niveau (Hf – Hg) et 6 p-sous-niveau (Tl – Rn).

En septième période 7 s-le sous-niveau est rempli de francium Fr (Z=87) et de radium Ra (Z=88). L'anémone de mer présente un écart par rapport à la règle ( n+je), et l'électron suivant peuple 6 d-sous-niveau, pas 5 f. Vient ensuite un groupe d’éléments (Th – No) dont 5 sont remplis f-sous-niveaux qui forment une famille actinides. Notez que 6 d- et 5 f- les sous-niveaux ont des énergies si proches que la configuration électronique des atomes d'actinides n'obéit souvent pas à la règle ( n+je). Mais dans ce cas, la valeur exacte de la configuration est 5 f T 5d m n'est pas si important, car il a un effet assez faible sur les propriétés chimiques de l'élément.

Dans lawrencium Lr (Z=103), un nouvel électron arrive à 6 d-sous-niveau. Cet élément est parfois placé sous le lutécium dans le tableau périodique. La septième période n'est pas terminée. Les éléments 104 à 109 sont instables et leurs propriétés sont peu connues. Ainsi, avec l’augmentation de la charge nucléaire, des structures électroniques similaires des niveaux externes se répètent périodiquement. À cet égard, il faut également s'attendre à des changements périodiques dans diverses propriétés des éléments.

Changement périodique des propriétés des atomes d'éléments chimiques

Les propriétés chimiques des atomes d'éléments se manifestent par leur interaction. Les types de configurations des niveaux d'énergie externes des atomes déterminent les principales caractéristiques de leur comportement chimique.

Les caractéristiques de l'atome de chaque élément qui déterminent son comportement dans les réactions chimiques sont l'énergie d'ionisation, l'affinité électronique et l'électronégativité.

L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer et retirer un électron d'un atome. Plus l’énergie d’ionisation est faible, plus le pouvoir réducteur de l’atome est élevé. L’énergie d’ionisation est donc une mesure du pouvoir réducteur d’un atome.

L'énergie d'ionisation nécessaire pour éliminer le premier électron est appelée première énergie d'ionisation I 1 . L'énergie nécessaire pour éliminer le deuxième électron est appelée la deuxième énergie d'ionisation I 2, etc. Dans ce cas, l'inégalité suivante est vraie

Je 1< I 2 < I 3 .

La séparation et l'élimination d'un électron d'un atome neutre se produisent plus facilement que d'un ion chargé.

La valeur maximale de l'énergie d'ionisation correspond aux gaz rares. Les métaux alcalins ont l'énergie d'ionisation minimale.

Au cours d'une période, l'énergie d'ionisation change de manière non monotone. Initialement, il diminue lors du passage des éléments s aux premiers éléments p. Ensuite, il augmente dans les éléments p suivants.

Au sein d'un groupe, à mesure que le numéro atomique d'un élément augmente, l'énergie d'ionisation diminue, ce qui est dû à une augmentation de la distance entre le niveau externe et le noyau.

L'affinité électronique est l'énergie (notée E) qui est libérée lorsqu'un électron s'attache à un atome. En acceptant un électron, l’atome devient un ion chargé négativement. L'affinité électronique augmente au cours d'une période, mais, en règle générale, diminue dans un groupe.

Les halogènes ont la plus grande affinité électronique. En ajoutant l’électron manquant pour compléter la coquille, ils acquièrent la configuration complète d’un atome de gaz noble.

L'électronégativité est la somme de l'énergie d'ionisation et de l'affinité électronique

L'électronégativité augmente au cours d'une période et diminue dans un sous-groupe.

Les atomes et les ions n'ont pas de limites strictement définies en raison de la nature ondulatoire de l'électron. Par conséquent, les rayons des atomes et des ions sont déterminés de manière conventionnelle.

La plus grande augmentation du rayon des atomes est observée dans les éléments de petites périodes, dans lesquels seul le niveau d'énergie externe est rempli, ce qui est typique des éléments s et p. Pour les éléments d et f, une augmentation plus douce du rayon est observée avec l'augmentation de la charge nucléaire.

Au sein d'un sous-groupe, le rayon des atomes augmente à mesure que le nombre de niveaux d'énergie augmente.

Problème 1. Écrire les configurations électroniques des éléments suivants : N, Si

, Fe, Kr, Te, W.

Solution. L'énergie des orbitales atomiques augmente dans l'ordre suivant :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

Chaque couche S (une orbitale) ne peut contenir pas plus de deux électrons, la couche P (trois orbitales) - pas plus de six, la couche D (cinq orbitales) - pas plus de 10 et la couche F ( sept orbitales) - pas plus de 14.

Dans l’état fondamental d’un atome, les électrons occupent les orbitales ayant la plus faible énergie. Le nombre d'électrons est égal à la charge du noyau (l'atome dans son ensemble est neutre) et au numéro atomique de l'élément. Par exemple, un atome d’azote possède 7 électrons, dont deux dans l’orbitale 1s, deux dans l’orbitale 2s et les trois électrons restants dans l’orbitale 2p. Configuration électronique de l'atome d'azote :

14 7N : 1s 2 2s 2 2p 3. Configurations électroniques des éléments restants :

Si : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 , 26 F e

: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6, 36K

r : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 , 52 Te

: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4, 74 Te

: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 . Problème 2

. Quel gaz inerte et quels ions d'éléments ont la même configuration électronique que la particule résultant de la suppression de tous les électrons de valence d'un atome de calcium ? Solution. La couche électronique de l'atome de calcium a la structure 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Lorsque deux électrons de valence sont supprimés, un ion Ca 2+ est formé avec la configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. L'atome a la même configuration électronique Ar

et les ions S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etc. Problème 3

Solution. La configuration électronique de l'atome d'aluminium est : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. L'ion Al 3+ est formé par la suppression de trois électrons de valence d'un atome d'aluminium et a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) les électrons sont déjà dans l'orbitale 2p ;

b) conformément aux restrictions imposées au nombre quantique l (l = 0, 1,…n -1), avec n = 1 seule la valeur l = 0 est possible, donc l'orbitale 1p n'existe pas ;

c) les électrons peuvent être sur l'orbitale 3D si l'ion est dans un état excité.

Tâche 4.Écrivez la configuration électronique de l'atome de néon dans le premier état excité.

Solution. La configuration électronique de l’atome de néon à l’état fondamental est 1s 2 2s 2 2p 6. Le premier état excité est obtenu par la transition d’un électron de l’orbitale occupée la plus élevée (2p) à l’orbitale inoccupée la plus basse (3s). La configuration électronique de l'atome de néon dans le premier état excité est 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problème 5. Quelle est la composition des noyaux des isotopes 12 C et 13 C, 14 N et 15 N ?

Solution. Le nombre de protons dans le noyau est égal au numéro atomique de l'élément et est le même pour tous les isotopes d'un élément donné. Le nombre de neutrons est égal au nombre de masse (indiqué en haut à gauche du numéro de l'élément) moins le nombre de protons. Différents isotopes d’un même élément possèdent un nombre différent de neutrons.

Composition des amandes indiquées :

12C : 6p + 6n ; 13C : 6p + 7n ; 14N : 7p + 7n ; 15N : 7p + 8n.

Configuration électronique un atome est une représentation numérique de ses orbitales électroniques. Les orbitales électroniques sont des régions de formes diverses situées autour du noyau atomique dans lesquelles il est mathématiquement probable qu'un électron se trouve. 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.

Mesures

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 charge positive.

• 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 d'un atome de sodium avec une charge de +1, un électron doit être soustrait du numéro atomique de base 11. 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 un nombre pair d'électrons. Les sous-niveaux suivants sont disponibles :

   Comprendre la notation de configuration électronique. Les configurations électroniques sont écrites 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 sera la 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 6j 10 7p 6
   • Notez que l'entrée ci-dessus, lorsque toutes les orbitales sont remplies, est la configuration électronique de l'élément Uuo (ununoctium) 118, l'atome le plus élevé du tableau périodique. 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 écrivez 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 de le 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 avec 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 noble, 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 d'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 les « cascades » (lignes diagonales reliant les blocs s, p, d et f) correspondent aux 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 à la base. Les éléments sont représentés dans des cases numérotées de 1 à 120. Ces nombres sont des nombres atomiques ordinaires, qui représentent le nombre total d'électrons 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 ayant un 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 à la règle générale que pour 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 » se produit parce que chaque orbitale est occupée par un électron, donc la répulsion entre les électrons est minimisée.
      • 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, donc en perdre quatre est plus facile). 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 change, 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.

Cours 2. Configuration électronique d'un élément

À la fin du dernier cours, sur la base des règles de Klechkovsky, nous avons construit l'ordre de remplissage des sous-niveaux d'énergie avec des électrons.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

La distribution des électrons d'un atome à travers les sous-niveaux d'énergie est appelée configuration électronique. Tout d’abord, lorsque l’on regarde la ligne de remplissage, un certain modèle de périodicité attire l’attention.

Le remplissage des orbitales énergétiques avec des électrons dans l'état fondamental d'un atome suit le principe de la moindre énergie : d'abord, les orbitales basses les plus favorables sont remplies, puis successivement les orbitales supérieures selon l'ordre de remplissage.

Analysons la séquence de remplissage.

Si un atome contient exactement 1 électron, il tombe dans le 1s-AO le plus bas (AO – orbitale atomique). Par conséquent, la configuration électronique résultante peut être représentée par la notation 1s1 ou graphiquement (Voir ci-dessous - flèche dans un carré).

Il n’est pas difficile de comprendre que s’il y a plus d’un électron dans un atome, ils occupent séquentiellement d’abord les 1, puis les 2, et finissent par passer au sous-niveau 2p. Cependant, déjà pour six électrons (un atome de carbone à l'état fondamental), deux possibilités se présentent : remplir le sous-niveau 2p avec deux électrons de même spin ou de spin opposé.

Donnons une analogie simple : supposons que les orbitales atomiques soient une sorte de « chambre » pour les « locataires », qui sont joués par les électrons. Il est bien connu dans la pratique que les résidents préfèrent, si possible, occuper chaque pièce séparément plutôt que d'être entassés dans une seule.

Un comportement similaire est typique des électrons, ce qui se reflète dans la règle de Hund :

Règle de Hund : l'état stable de l'atome correspond à une telle répartition des électrons au sein du sous-niveau d'énergie auquel le spin total est maximum.

L’état de l’atome avec l’énergie minimale est appelé état fondamental, et tous les autres sont appelés états excités de l’atome.

Cours 2. Configuration électronique

Atomes d'éléments des périodes I et II

Ensuite, sur la base de la règle de Hund, pour l’azote, l’état fondamental suppose la présence de trois électrons p non appariés (configuration électronique...2p3). Dans les atomes d’oxygène, de fluor et de néon, les électrons sont séquentiellement appariés et le sous-niveau 2p est rempli.

Veuillez noter que la troisième période du tableau périodique commence par l'atome de sodium,

dont la configuration (11 Na... 3s1) est très similaire à la configuration du lithium (3 Li... 2s1)

sauf que le nombre quantique principal n est trois et non deux.

Le remplissage des sous-niveaux d'énergie par des électrons dans les atomes des éléments de la période III est exactement similaire à celui observé pour les éléments de la période II : l'atome de magnésium achève de remplir le sous-niveau 3s, puis de l'aluminium à l'argon les électrons sont successivement placés sur le sous-niveau 3p. selon la règle de Hund : d'abord, des électrons individuels sont placés sur l'AO ( Al, Si, P), puis ils sont appariés.

Atomes d'éléments de la période III

Cours 2. Configuration électronique

La quatrième période du tableau périodique commence par le remplissage du sous-niveau 4s des atomes de potassium et de calcium avec des électrons. Comme il ressort de l’ordre de remplissage, vient ensuite le tour des orbitales 3D.

Ainsi, nous pouvons conclure que le remplissage de d-AO avec des électrons est « en retard » d'une période : dans la période IV, 3(!) sous-niveaux d sont remplis).

Ainsi, de Sc à Zn le sous-niveau 3d est rempli d'électrons (10 électrons), puis de Ga à Kr le sous-niveau 4p est rempli.

Atomes d'éléments de la période IV

Le remplissage des sous-niveaux d'énergie dans les atomes des éléments de période V avec des électrons est exactement similaire à celui observé pour les éléments de période IV.

(démontez-le vous-même)

Dans la sixième période, le sous-niveau 6s est d'abord rempli d'électrons (atomes 55 Cs et

56 Ba), puis un électron est situé dans l’orbitale 5d du lanthane (57 La 6s2 5d1).

Pour les 14 éléments suivants (de 58 à 71), le sous-niveau 4f est rempli, c'est-à-dire le remplissage des orbitales f est « en retard » de 2 périodes, tandis que l'électron du sous-niveau 5d est retenu. Par exemple, nous devrions écrire la configuration électronique du cérium

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

À partir de l'élément 72 (72 Hf) et jusqu'à 80 (80 Hg), le sous-niveau 5d est « rempli ».

Par conséquent, les configurations électroniques du hafnium et du mercure ont la forme

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 ou l'entrée 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 ou 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 est acceptable

Cours 2. Configuration électronique

De la même manière, les électrons remplissent les sous-niveaux d’énergie des atomes des éléments de la période VII.

Détermination des nombres quantiques à partir de la configuration électronique

Que sont les nombres quantiques, comment sont-ils apparus et pourquoi sont-ils nécessaires - voir leçon 1.

Donné : relevé de configuration électronique « 3p 4 »

Le nombre quantique principal n est le premier chiffre de la notation, c'est-à-dire "3". n = 3 "3 p4", nombre quantique principal ;

Le nombre quantique latéral (orbital, azimutal) l est codé par la lettre de désignation du sous-niveau. La lettre p correspond au nombre l = 1.

forme de nuage

l = 1 "3p 4",

"haltère"

Répartition des électrons au sein d'un sous-niveau selon le principe de Pauli et la règle de Hund

m Є [-1;+1] – les orbitales sont identiques (dégénérées) en énergien = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1) ;

s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0) ; s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = +1) ; s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1) ;

s = - ½ est un ensemble de sous-niveaux d'énergie qui participent à la formation de liaisons chimiques avec d'autres atomes.

Les électrons situés au niveau de valence sont appelés électrons de valence.

Les éléments PSHE sont divisés en 4 groupes

éléments s. Électrons de Valence ns x. Deux éléments s se trouvent au début de chaque période.

éléments p. Électrons de Valence ns 2 np x. Six éléments p sont situés à la fin de chaque période (sauf le premier et le septième).

Cours 2. Configuration électronique

éléments d. Électrons de Valence ns 2 (n-1)d x. Dix éléments d forment des sous-groupes secondaires, à partir de la période IV et sont situés entre les éléments s et p.

f -éléments. Électrons de Valence ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Quatorze éléments f forment les séries des lanthanides (4f) et des actinides (5f), situées sous le tableau.

Analogues électroniques- ce sont des particules caractérisées par des configurations électroniques similaires, c'est-à-dire répartition des électrons entre les sous-niveaux.

Par exemple

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Les analogues électroniques ont des configurations électroniques similaires, leurs propriétés chimiques sont donc similaires - et ils sont situés dans le même sous-groupe du tableau périodique des éléments.

« Panne » électronique (ou « slip ») électronique

La mécanique quantique prédit que l'état d'une particule a l'énergie la plus faible lorsque tous les niveaux sont complètement ou à moitié remplis d'électrons.

C'est pourquoi pour éléments du sous-groupe du chrome(Cr, Mo, W, Sg) et éléments du sous-groupe du cuivre(Cu, Ag, Au) il y a un mouvement de 1 électron cs - vers le sous-niveau d.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Ce phénomène est appelé « panne » électronique et doit être pris en compte.

Un phénomène similaire est également typique des éléments F, mais leur chimie dépasse le cadre de notre cours.

Attention : pour les éléments p, le dip électronique n'est PAS observé !

En résumé, il faut conclure que le nombre d'électrons dans un atome est déterminé par la composition de son noyau et que leur distribution (configuration électronique) est déterminée par des ensembles

Cours 2. Configuration électronique

nombres quantiques. À son tour, la configuration électronique détermine les propriétés chimiques de l’élément.

Il est donc évident que Propriétés des substances simples, ainsi que propriétés des composés

les éléments dépendent périodiquement de l'ampleur de la charge nucléaire

atome (numéro de série).

Loi périodique

Propriétés de base des atomes d'éléments

1. Rayon atomique - la distance entre le centre du noyau et le niveau d'énergie externe. DANS

période, à mesure que la charge du noyau augmente, le rayon de l'atome diminue ; dans le groupe,

au contraire, à mesure que le nombre de niveaux d’énergie augmente, le rayon de l’atome augmente.

Par conséquent, dans la série O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - le rayon des particules diminue, bien que leur configuration soit la même 1s2 2s2 2p6.

Pour les non-métaux, on parle de rayon covalent, pour les métaux - de rayon métallique, pour les ions - de rayon ionique.

2. Le potentiel d'ionisation est l'énergie qui doit être dépensée pour se détacher de l'atome 1

électron. Selon le principe de l'énergie la plus basse, l'électron occupé en dernier (pour les éléments s et p) et l'électron du niveau d'énergie externe (pour les éléments d et f) sont éliminés en premier.

Au cours d'une période, à mesure que la charge du noyau augmente, le potentiel d'ionisation augmente - au début de la période il y a un métal alcalin avec un faible potentiel d'ionisation, à la fin de la période il y a un gaz inerte. Dans le groupe, les potentiels d'ionisation s'affaiblissent.

Énergie d'ionisation, eV

La configuration électronique d'un élément est un enregistrement de la répartition des électrons dans ses atomes à travers les couches, sous-couches et orbitales. La configuration électronique est généralement écrite pour les atomes dans leur état fondamental. La configuration électronique d’un atome dans laquelle un ou plusieurs électrons sont dans un état excité est appelée configuration excitée. Pour déterminer la configuration électronique spécifique d'un élément dans l'état fondamental, les trois règles suivantes existent : Règle 1 : principe de remplissage. Selon le principe de remplissage, les électrons dans l’état fondamental d’un atome remplissent les orbitales selon une séquence de niveaux d’énergie orbitaux croissants. Les orbitales d’énergie les plus basses sont toujours remplies en premier.

Hydrogène; numéro atomique = 1 ; nombre d'électrons = 1

Cet électron unique dans l'atome d'hydrogène doit occuper l'orbitale s de la couche K, car il possède l'énergie la plus basse de toutes les orbitales possibles (voir Fig. 1.21). L’électron dans cette orbitale s est appelé électron ls. L'hydrogène dans son état fondamental a une configuration électronique de Is1.

Règle 2 : Le principe d'exclusion de Pauli. Selon ce principe, toute orbitale ne peut contenir plus de deux électrons, et ce seulement s’ils ont des spins opposés (nombres de spins inégaux).

Lithium; numéro atomique = 3; nombre d'électrons = 3

L’orbitale d’énergie la plus basse est l’orbitale 1s. Il ne peut accepter que deux électrons. Ces électrons doivent avoir des spins inégaux. Si nous notons le spin +1/2 avec une flèche pointant vers le haut et le spin -1/2 avec une flèche pointant vers le bas, alors deux électrons avec des spins opposés (antiparallèles) dans la même orbitale peuvent être schématiquement représentés par la notation (Fig. 1.27)

Deux électrons avec des spins identiques (parallèles) ne peuvent pas exister sur une même orbitale :

Le troisième électron d'un atome de lithium doit occuper l'orbitale la plus proche en énergie de l'orbitale la plus basse, c'est-à-dire 2b-orbitale. Ainsi, le lithium a une configuration électronique Is22s1.

Règle 3 : La règle de Hund. Selon cette règle, le remplissage des orbitales d'une sous-couche commence par des électrons uniques avec des spins parallèles (signe égal), et ce n'est qu'après que des électrons uniques occupent toutes les orbitales que le remplissage final des orbitales avec des paires d'électrons avec des spins opposés peut se produire.

Azote; numéro atomique = 7; nombre d'électrons = 7 L'azote a une configuration électronique de ls22s22p3. Les trois électrons situés sur la sous-couche 2p doivent être situés individuellement dans chacune des trois orbitales 2p. Dans ce cas, les trois électrons doivent avoir des spins parallèles (Fig. 1.22).

Dans le tableau La figure 1.6 montre les configurations électroniques des éléments avec des numéros atomiques de 1 à 20.

Tableau 1.6. Configurations électroniques de l'état fondamental pour les éléments de numéro atomique 1 à 20