La configuration électronique d'un élément est un enregistrement de la distribution 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 la plus basse 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

Un atome de carbone non excité peut former deux liaisons covalentes en raison de l'appariement électronique et une via le mécanisme donneur-accepteur. Un exemple d’un tel composé est le monoxyde de carbone (II), qui répond à la formule CO et est appelé monoxyde de carbone. Sa structure sera discutée plus en détail dans la section 2.1.2. Un atome de carbone excité est unique : toutes les orbitales de sa couche quantique externe sont remplies d'électrons non appariés, c'est-à-dire Il a le même nombre d’orbitales de valence et d’électrons de valence. Son partenaire idéal est l’atome d’hydrogène, qui possède un électron sur sa seule orbitale. Ceci explique leur capacité à former des hydrocarbures. Possédant quatre électrons non appariés, l'atome de carbone forme quatre liaisons chimiques : CH4, CF4, CO2. Dans les molécules de composés organiques, l'atome de carbone est toujours dans un état excité :
L'atome d'azote ne peut pas être excité car il n'y a pas d'orbitale libre dans sa couche quantique externe. Il forme trois liaisons covalentes en raison de l'appariement électronique :
Ayant deux électrons non appariés dans la couche externe, l’atome d’oxygène forme deux liaisons covalentes :
Néon Configuration électronique - 2s22р6. Symbole de Lewis : Diagramme électronique de la couche quantique externe :

Cela lui donne la possibilité de former cinq liaisons covalentes dans des composés tels que P2O5 et H3PO4.

Cet atome de soufre forme six liaisons chimiques dans les composés SO3 et H2SO4.

La période commence avec la configuration électronique du potassium (19K) : 1s22s22p63s23p64s1 ou 4s1 et du calcium (20Ca) : 1s22s22p63s23p64s2 ou 4s2. Ainsi, conformément à la règle de Klechkovsky, après les orbitales p d'Ar, le sous-niveau externe 4s est rempli, qui a une énergie plus faible, car L'orbitale 4s pénètre plus près du noyau ; Le sous-niveau 3d reste vide (3d0). A partir du scandium, les orbitales du sous-niveau 3d sont peuplées de 10 éléments. Ils s'appellent éléments d.

Conformément au principe de remplissage séquentiel des orbitales, l'atome de chrome devrait avoir une configuration électronique de 4s23d4, mais il présente un « saut » électronique qui consiste en la transition d'un électron 4s vers une orbitale 3d proche en énergie ( Fig.11).

Il a été établi expérimentalement que les états atomiques dans lesquels les orbitales p, d, f sont à moitié remplies (p3, d5, f7), complètement (p6, d10, f14) ou libres (p0, d0, f0) ont augmenté la stabilité. Par conséquent, s’il manque un électron à un atome avant la moitié ou l’achèvement d’un sous-niveau, son « saut » depuis une orbitale précédemment remplie (dans ce cas, 4s) est observé.

À l'exception du Cr et du Cu, tous les éléments, de Ca à Zn, ont le même nombre d'électrons dans leur enveloppe externe : deux. Ceci explique le changement relativement faible des propriétés dans la série des métaux de transition. Cependant, pour les éléments répertoriés, les électrons 4s du sous-niveau externe et les électrons 3d du sous-niveau pré-externe sont des électrons de valence (à l'exception de l'atome de zinc, dans lequel le troisième niveau d'énergie est complètement terminé).

Les orbitales 4d et 4f sont restées libres, même si la quatrième période était terminée.

CINQUIÈME PÉRIODE

La séquence de remplissage des orbitales est la même que dans la période précédente : d'abord l'orbitale 5s est remplie ( 37Rb 5s1), puis 4d et 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Les orbitales 5s et 4d sont encore plus proches en énergie, de sorte que la plupart des éléments 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) subissent une transition électronique du sous-niveau 5s au 4d.

SIXIÈME ET SEPTIÈME PÉRIODES

Contrairement à la précédente, la sixième période comprend 32 éléments. Le césium et le baryum sont des éléments 6s. Les prochains états énergétiquement favorables sont 6p, 4f et 5d. Contrairement à la règle de Klechkovsky, dans le lanthane ce n'est pas l'orbitale 4f mais l'orbitale 5d qui est remplie ( 57La 6s25d1), cependant, pour les éléments qui le suivent, le sous-niveau 4f est rempli ( 58Ce 6s24f2), sur lequel il existe quatorze états électroniques possibles. Les atomes allant du cérium (Ce) au lutétium (Lu) sont appelés lanthanides – ce sont des éléments F. Dans la série des lanthanides, une « fuite » d’électrons se produit parfois, tout comme dans la série des éléments d. Lorsque le sous-niveau 4f est terminé, le sous-niveau 5d (neuf éléments) continue à être rempli et la sixième période, comme toute autre à l'exception de la première, est complétée par six éléments p.

Les deux premiers éléments de la septième période sont le francium et le radium, suivis d'un élément 6d, l'actinium ( 89Ac 7s26d1). L'actinium est suivi de quatorze éléments 5f - les actinides. Les actinides devraient être suivis de neuf éléments 6d et six éléments p devraient compléter la période. La septième période est incomplète.

Le modèle considéré de formation des périodes d'un système par éléments et de remplissage des orbitales atomiques par des électrons montre la dépendance périodique des structures électroniques des atomes sur la charge du noyau.

Période est un ensemble d'éléments disposés par ordre croissant de charges de noyaux atomiques et caractérisés par la même valeur du nombre quantique principal d'électrons externes. Au début de la période sont remplis ns -, et à la fin - n.p. -orbitales (sauf pour la première période). Ces éléments forment huit sous-groupes principaux (A) du système périodique de D.I. Mendeleïev.

Sous-groupe principal est un ensemble d’éléments chimiques disposés verticalement et possédant le même nombre d’électrons au niveau d’énergie externe.

Au cours de la période, avec une augmentation de la charge du noyau et une force d'attraction croissante des électrons externes de gauche à droite, les rayons des atomes diminuent, ce qui provoque à son tour un affaiblissement des propriétés métalliques et une augmentation des non- propriétés métalliques. Derrière rayon atomique prenez la distance théoriquement calculée entre le noyau et la densité électronique maximale de la couche quantique externe. En groupes, de haut en bas, le nombre de niveaux d'énergie augmente et, par conséquent, le rayon atomique. Dans le même temps, les propriétés métalliques sont améliorées. Les propriétés importantes des atomes qui changent périodiquement en fonction des charges des noyaux atomiques comprennent également l'énergie d'ionisation et l'affinité électronique, qui seront discutées dans la section 2.2.

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.

Pas

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 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 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 en bas. 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 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 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 » 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.

Configurations électroniques des atomes des éléments du tableau périodique.

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 répartition 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-éléments, p-éléments, d-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 désignée par .

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.Commençant par le scandium Sc (Z=21) et se terminant par le zinc Zn (Z=30), le remplissage se produit3 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 - Parfois cet effet est appelé « défaillance » de l'électron. 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 6). 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.

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 les transitions électroniques de 5 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.

Tableau 6

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

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 qui le précèdent, 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 ft 5ré 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, à mesure que la charge du noyau augmente, 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.

Notez que les configurations électroniques décrites se réfèrent à des atomes isolés en phase gazeuse. La configuration de l'atome d'un élément peut être complètement différente si l'atome est dans un solide ou une solution.

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 par le numéro atomique de l'élément, par exemple, le soufre a 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 » ; une orbitale est la fonction d'onde d'un électron ; en gros, c'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 ; actuellement sept niveaux d'énergie sont connus, chacun indiqué par un 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.