Combien de positions dans l’espace l’orbite s possède-t-elle ? Structure atomique, orbitales atomiques

Systèmes. Dans ce cas, l'orbitale est déterminée par le niveau de Schrödinger à un électron avec un hamiltonien effectif à un électron ; L'énergie orbitale, en règle générale, est en corrélation avec (voir). Selon le système pour lequel l'orbitale est déterminée, on distingue les orbitales atomiques, moléculaires et cristallines.

Les orbitales atomiques (AO) sont caractérisées par trois nombres quantiques : principal n, orbital / et magnétique n. La valeur l = 0, 1, 2,... spécifie le carré du moment orbital (angulaire) (-constante de Planck), la valeur m = l,l - 1,..., +1, 0, - 1 ,..., - l + 1, - l-projection du moment sur un certain axe z sélectionné ; n numérote les énergies orbitales. Les états avec un / donné sont numérotés par des nombres n = l + 1, l + 2,... En sphérique. Le système de coordonnées centré sur le noyau de l'AO a la forme , où et-angles polaires, r-distance du noyau. R nl (r) appelé partie radiale de la société par actions (fonction radiale), et Y lm (q, j)-sphérique. harmonique. Lors de la rotation du système de coordonnées, le sphérique l'harmonique est remplacée par une combinaison linéaire d'harmoniques de même valeur l ; la partie radiale de l'AO ne change pas en tournant, et l'énergie correspondant à cette AO est le niveau est (21 + 1) fois dégénéré. Habituellement - l'indice de l'exponentielle orbitale, et Ppl - un polynôme de degré (n - l - 1). En notation abrégée, AO est décrit par le symbole nl m, et n est noté par les nombres 1, 2, 3,..., les valeurs l = 0, 1, 2, 3, 4,... correspondent aux lettres s, p, d, f, g,... ; m sont indiqués en bas à droite, par ex. 2p +1 , 3j -2 .

Les AO contenant des structures sphériques non complexes sont plus pratiques. harmoniques, et leurs combinaisons linéaires ayant . significations. Ces sociétés par actions sont appelées cubique (tesséral). Ils ont la forme , où (x, y, z) est un polynôme homogène (fonction angulaire) de degré l par rapport à Coordonnées cartésiennes x, y, z centrés sur le noyau (la direction des axes est arbitraire) ; AO est par exemple désigné par des symboles.

Si le polynôme P nl (r) est déterminé par la solution de l'équation de Schrödinger pour le noyau dans le champ de Coulomb, l'AO est appelé. semblable à l'hydrogène. Naïb. cubique semblable à l’hydrogène. Les AO sont donnés dans le tableau.

ORBITALES DE TYPE HYDROGÈNE s. TYPES p, d, f

En chimie. Les applications affichent souvent des contours AO, qui peuvent être construit différemment. Naïb. soi-disant commun surfaces de phase, sur lesquelles les valeurs cubiques sont représentées. harmoniques (ou sphériques) : à angles polaires donnés, le module de la partie angulaire de la société par actions égale à la distanceà l'origine. En figue. 1 montre d'autres surfaces, plus visuelles, avec des abdominaux. les valeurs de certaines sociétés par actions ont valeur constante. Les deux méthodes de représentation de l’AO sont pratiquement les mêmes uniquement près de l’origine des coordonnées. Dans tous les cas, les signes + et - (ou grisés) indiquent le signe de l'AO dans une zone donnée. Comme toutes les fonctions d'onde, AO peut être multipliée par - 1, ce qui entraînera un changementsigne de fonction, mais ce ne sont pas les signes AO eux-mêmes qui ont du sens,et l'alternance de signes pour le système AO lors de la description de la taupe. orbitales. Graphique l’image d’AO n’a pas toujours de sens. Ainsi, les carrés des modules sont sphériques. les harmoniques ne dépendent pas de l'angle, donc l'image, par exemple, de AO 2p x et 2p y sera complètement différente de l'image de AO 2p + et 2p -, bien que les deux AO soient complètement équivalentes.

Orbitales moléculaires(MO) sont décrits dans le domaine de tous les noyaux et le champ moyen du reste. En règle générale, les MO n’ont pas d’analyte simple. représentations et sont utilisés pour elles (voir). Dans les méthodes qu'ils disent. orbitales, la fonction d'onde multiélectronique est construite comme un produit ou un déterminant composé d'orbitales de spin, c'est-à-dire orbitales multipliées par la fonction de spin ou (voir).

où 0 = 0,372, b = 0,602, est l'orbitale atomique 2p z C i (i = 1, 2, 3, 4). La 1-orbitale a un plan nodal (xy), la 2-orbitale a un plan complémentaire. plan nodal perpendiculaire à ce plan et passant entre

Une orbitale atomique ayant une symétrie sphérique (Fig. 3) est généralement désignée par s -orbital (s-AO), et les électrons qu'il contient sont Comments-électrons.

Le rayon de l'orbitale S atomique augmente avec l'augmentation du nombre de niveaux d'énergie ; Le 1s-AO est situé à l’intérieur du 2s-AO, ce dernier est situé à l’intérieur du 3s-AO, etc. avec un centre correspondant au noyau atomique. En général, la structure de la couche électronique d’un atome dans le modèle orbital semble être en couches. Chaque niveau d'énergie contenant des électrons est considéré géométriquement comme couche électronique.

Pour une désignation abrégée d'un électron occupant une orbitale s atomique, la désignation du s-AO lui-même est utilisée avec un index numérique supérieur indiquant le nombre d'électrons. Par exemple, 1s est la désignation du seul électron d’un atome d’hydrogène.

Le numéro du niveau d'énergie correspond nombre quantique principal, et le type d'orbitale est nombre quantique orbital.

2s Li=1s 2s ,Être=1s 2s

1s H=1s , Il

Formule électronique combinée avec diagramme énergétique la couche électronique d'un atome (Fig. 3) le reflète configuration électronique.

Une orbitale atomique ayant une symétrie de rotation (axiale) est généralement désignée par p-orbitale (p -AO)(Fig. 3) ; les électrons qu'il contient sont p-des électrons.

Chaque orbitale p atomique peut accepter (à occupation maximale) deux électrons, comme toute autre AO. Ces électrons occupent collectivement les deux moitiés p-orbitales. À chaque niveau d’énergie atomique (sauf le premier), il existe trois orbitales atomiques, qui correspondent à une population maximale de six électrons.

Tous les trois p-Les AO de même niveau d'énergie diffèrent les uns des autres par leur localisation spatiale ; leurs propres axes, passant par les deux moitiés de l'orbitale et perpendiculaires à son plan nodal, forment un système de coordonnées cartésiennes (notations propres axes x, y, z). Par conséquent, à chaque niveau d’énergie, il existe un ensemble de trois orbitales p atomiques : p x -, p y - et p z -AO. Les lettres x, y, z correspondent nombre quantique magnétique, qui permet de juger de l'influence d'un champ magnétique externe sur la couche électronique d'un atome.

Les orbitales atomiques S existent à tous les niveaux d'énergie, atomiques p-orbitales - à tous les niveaux sauf le premier. Au troisième niveau d'énergie et aux suivants, à un s-AO et trois p-AO rejoint cinq orbitales atomiques, appelées d -orbitales(Fig. 4), et au quatrième niveau et aux niveaux suivants - sept autres orbitales atomiques, appelées F -orbitales.

2.3. Sous-niveaux d'énergie

atome multiélectronique. des principes

construction couche électronique

Les calculs de mécanique quantique montrent que dans les atomes multiélectroniques, l'énergie des électrons d'un même niveau n'est pas la même ; les électrons se remplissent orbitales atomiques différents types et ont des énergies différentes.

Le niveau d'énergie est caractérisé nombre quantique principaln. Pour tous les éléments connus, les valeurs de n varient de 1 à 7. Électrons dans un atome multiélectronique situé dans surtout (pas excité)état, occupent les niveaux d’énergie du premier au septième.

Le sous-niveau énergétique est caractérisé nombre quantique orbitalje. Pour chaque niveau (n = const) le nombre quantique je accepte toutes les valeurs entières de 0 à (n-1), par exemple, avec n=3 valeurs je sera 0, 1 et 2. Le nombre quantique orbital détermine Forme géométrique(symétrie) des orbitales s-, p-, d-, F-sous-niveau. Il est évident que dans tous les cas n> je; à n=3 valeur maximale je est égal à 2.

Les sous-niveaux existants pour les quatre premiers niveaux d'énergie, le nombre d'orbitales atomiques et d'électrons qu'ils contiennent sont indiqués dans le tableau 1.

Le modèle de remplissage des couches électroniques des atomes est déterminé par le principe d'exclusion établi en 1925 par le physicien suisse Pauli.

Principe de Pauli: Un atome ne peut pas avoir deux électrons dans des états identiques.

La différence entre les électrons occupant différentes orbitales atomiques du même sous-niveau ( n, je = const), à l'exception du sous-niveau s, est caractérisé nombre quantique magnétiquem. Ce nombre est dit magnétique car il caractérise le comportement des électrons dans un champ magnétique externe. Si la valeur je détermine la forme géométrique des orbitales atomiques du sous-niveau, puis la valeur du nombre quantique m établit la disposition spatiale relative de ces orbitales.

Tableau 1

Niveaux d'énergie, sous-niveaux et orbitales

atome multiélectronique

Nombre quantique magnétique m je au sein de ce sous-niveau ( n, je = const) accepte toutes les valeurs entières de + je avant - je, dont zéro. Pour le sous-niveau s ( n = const, je = 0 ) une seule valeur est possible m je = 0, ce qui signifie que le sous-niveau s de n’importe quel niveau d’énergie (du premier au septième) contient un s-AO.

Pour le sous-niveau p ( n> 1, je = 1) m je peut prendre trois valeurs +1, 0, -1, par conséquent, le sous-niveau p de tout niveau d'énergie (du deuxième au septième) contient trois p-AO.

Pour le sous-niveau d ( n> 2, je = 2) m je a cinq valeurs +2, +1, 0, -1, -2 et, par conséquent, d- le sous-niveau de tout niveau d'énergie (du troisième au septième) contient nécessairement cinq d- JSC.

De même, pour chaque F- sous-niveau ( n> 3, je = 3) m a sept valeurs +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 et donc tout F- le sous-niveau contient sept F- JSC.

Ainsi, Chaque orbitale atomique est déterminée de manière unique par trois nombres quantiques - le principaln , orbitale je et magnétique m je .

À n = const toutes les valeurs liées à un niveau d'énergie donné sont strictement définies je, et quand je = const – toutes les valeurs liées à un sous-niveau énergétique donné m je .

Du fait que chaque orbitale peut être remplie d'un maximum de deux électrons, le nombre d'électrons pouvant être logés dans chaque niveau et sous-niveau d'énergie est doublé. plus de numéro orbitales par ce niveau ou sous-niveau. Puisque les électrons situés sur la même orbitale atomique ont les mêmes valeurs nombres quantiques n, je Et m je, alors pour deux électrons dans une orbitale, le quatrième est utilisé, nombre quantique de spins, qui est déterminé par le spin de l’électron.

Selon le principe de Pauli, on peut affirmer que chaque électron d'un atome est unique caractérisé par son ensemble de quatre nombres quantiques - le principaln , orbitaleje , magnétiquem et tourners.

La population des niveaux, sous-niveaux et orbitales atomiques d'énergie par les électrons est soumise à la règle suivante (principe d'énergie minimale) : dans un état non excité, tous les électrons ont l’énergie la plus faible.

Cela signifie que chacun des électrons remplissant la coquille d’un atome occupe une orbitale telle que l’atome dans son ensemble possède une énergie minimale. Une augmentation quantique cohérente de l’énergie des sous-niveaux se produit dans l’ordre suivant :

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s - …..

Le remplissage des orbitales atomiques au sein d'un sous-niveau d'énergie se produit conformément à la règle formulée par le physicien allemand F. Hund (1927).

La règle de Hund: les orbitales atomiques appartenant au même sous-niveau sont chacune remplies d'abord d'un électron, puis elles sont remplies d'un deuxième électron.

La règle de Hund est également appelée principe de multiplicité maximale, c'est-à-dire la direction parallèle maximale possible des spins des électrons d'un sous-niveau d'énergie.

Un atome libre ne peut pas avoir plus de huit électrons à son niveau d’énergie le plus élevé.

Les électrons situés au niveau d'énergie le plus élevé d'un atome (dans la couche électronique externe) sont appelés externe; Le nombre d’électrons externes dans un atome d’un élément ne dépasse jamais huit. Pour de nombreux éléments, c’est le nombre d’électrons externes (avec des sous-niveaux internes remplis) qui détermine en grande partie leurs propriétés chimiques. Pour les autres électrons dont les atomes ont un sous-niveau interne non rempli, par exemple 3 d- sous-niveau d'atomes d'éléments tels que Sc, Ti, Cr, Mn, etc., Propriétés chimiques dépendent du nombre d’électrons internes et externes. Tous ces électrons sont appelés valence; dans les formules électroniques abrégées des atomes, ils sont écrits après le symbole du squelette atomique, c'est-à-dire après l'expression en crochets.

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.

Pas

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

Trouver numéro atomique votre atome. Chaque atome a certain nombre les électrons qui lui sont associés. Trouvez le symbole de votre atome dans le tableau périodique. Le numéro atomique est un tout nombre positif, en commençant par 1 (pour l'hydrogène) et en 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 plus petit nombreélectrons - en fonction de 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 l'enregistrement 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 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. Retrouvez le tableau périodique ADOMAH - type spécial tableau périodique, développé par le scientifique Valery Zimmerman. Il est facile à trouver avec une courte recherche sur Internet.

      • DANS tableau périodique Les lignes horizontales ADOMAH représentent des groupes d'éléments tels que les halogènes, des gaz inertes, métaux alcalins, 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 avec côté droit, et les numéros de niveau sont donnés à la base. 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 fondamental. état énergétique. 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.

Une collection d’orbitales électroniques avec des énergies similaires forme une couche (c’est-à-dire une coquille ou un niveau d’énergie). Les niveaux d'énergie sont numérotés à partir du noyau de l'atome : 1, 2, 3,... . Plus on s’éloigne du noyau, plus les couches sont spacieuses et plus elles peuvent accueillir d’orbitales et d’électrons. Oui, surn-ème niveau n 2 orbitales, et ils peuvent accueillir jusqu'à 2n 2 des électrons. Dans les éléments connus, les électrons ne se trouvent que dans les sept premiers niveaux, et seuls les quatre premiers d'entre eux sont remplis.

Il existe quatre types d'orbitales, elles sont désignéess , p , d Et F . A chaque niveau (couche) il y a uns -orbitale qui contient les électrons les plus étroitement liés au noyau. Suivi de troisp-orbitales, cinq d -orbitales et, enfin, septF-orbitales.

s - Les orbitales sont de forme sphériquep – la forme d'un haltère ou de deux sphères se touchant,d-les orbitales ont 4 "pétales", et F -orbitales 8. En coupe transversale, ces orbitales ressemblent approximativement à celle illustrée sur la figure.

Trois R.-les orbitales sont orientées dans l'espace le long des axes système rectangulaire coordonnées et sont désignés en conséquencep X, p y Et pz; d- Et F -les orbitales sont également situées à certains angles les unes par rapport aux autres ; sphériques -les orbitales n'ont pas d'orientation spatiale.

Chaque élément suivant dans une période a un numéro atomique supérieur d’une unité à celui de l’élément précédent et contient un électron de plus. Cet électron supplémentaire occupe la prochaine orbitale par ordre croissant. Il faut garder à l’esprit que les couches électroniques sont diffuses et que l’énergie de certaines orbitales des couches externes est inférieure à celle des couches internes. Ainsi, par exemple, il est d'abord remplis -quatrième niveau orbital (4s -orbital), et seulement après, le remplissage de 3 est terminéd -orbitales. L'ordre de remplissage des orbitales est généralement le suivant : 1s , 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d , 4 p , 5 s , 4 d , 5 p , 6 s , 4 F , 5 d , 6 p , 7 s . Dans la notation utilisée pour représenter la configuration électronique d'un élément, l'exposant sur la lettre représentant l'orbitale indique le nombre d'électrons dans cette orbitale. Par exemple, enregistrez 1 s 2 2 s 2 2 p 5 signifie que d'ici 1s -l'orbitale d'un atome contient deux électrons, 2s -orbitales deux, sur 2R. cinq électrons. Atomes neutres qui ont 8 électrons dans leur couche électronique externe (c'est-à-dire qui sont rempliss- Et R. -orbitales) sont si stables qu'elles n'entrent pratiquement dans aucun réactions chimiques. Ce sont les atomes de gaz inertes. Configuration électronique de l'hélium 1 s 2, néon 2 s 2 2 p 6, Argon 3 s 2 3 p 6, krypton 4 s 2 3 d 10 4 p 6, xénon 5 s 2 4 d 10 5 p 6 et enfin le radon 6 s 2 4 F 14 5 d 10 6 p 6 .

Composition de l'atome.

Un atome est constitué de noyau atomique Et couche électronique.

Le noyau d'un atome est constitué de protons ( p+) et les neutrons ( n 0). La plupart des atomes d'hydrogène ont un noyau constitué d'un seul proton.

Nombre de protons N(p+) est égal à la charge nucléaire ( Z) et le numéro de série de l'élément dans la série naturelle des éléments (et dans tableau périodiqueéléments).

N(p +) = Z

Somme des neutrons N(n 0), désigné simplement par la lettre N, et nombre de protons Z appelé nombre de masse et est désigné par la lettre UN.

UN = Z + N

La couche électronique d'un atome est constituée d'électrons se déplaçant autour du noyau ( e -).

Nombre d'électrons N(e-) dans la couche électronique d'un atome neutre est égal au nombre de protons Z en son coeur.

La masse d'un proton est approximativement égale à la masse d'un neutron et 1840 fois plus de masseélectron, donc la masse de l’atome est pratiquement égale à la masse du noyau.

La forme de l'atome est sphérique. Rayon de base environ 100 000 fois inférieur au rayon atome.

Élément chimique- type d'atomes (collection d'atomes) avec charge égale noyaux (avec le même nombre de protons dans le noyau).

Isotope- un ensemble d'atomes du même élément avec le même nombre de neutrons dans le noyau (ou un type d'atome avec le même nombre de protons et le même nombre de neutrons dans le noyau).

Les différents isotopes diffèrent les uns des autres par le nombre de neutrons présents dans les noyaux de leurs atomes.

Désignation un seul atome ou isotope : (E est le symbole de l'élément), par exemple : .

Structure de la couche électronique d'un atome

Orbitale atomique- état d'un électron dans un atome. Le symbole de l'orbitale est . À chaque orbitale correspond un nuage d’électrons.

Les orbitales des atomes réels à l’état fondamental (non excité) sont de quatre types : s, p, d Et F.

Nuage électronique- la partie de l'espace dans laquelle un électron peut être trouvé avec une probabilité de 90 (ou plus) pour cent.

Note: parfois les concepts d'« orbitale atomique » et de « nuage d'électrons » ne sont pas distingués, appelant tous deux « orbitale atomique ».

La couche électronique d'un atome est constituée de plusieurs couches. Couche électronique formé par des nuages ​​d'électrons même taille. Les orbitales d'une couche forment niveau électronique (« énergie »), leurs énergies sont les mêmes pour l’atome d’hydrogène, mais différentes pour les autres atomes.

Les orbitales du même type sont regroupées en électronique (énergie) sous-niveaux :
s-sous-niveau (se compose d'un s-orbitales), symbole - .
p-sous-niveau (se compose de trois p
d-sous-niveau (se compose de cinq d-orbitales), symbole - .
F-sous-niveau (se compose de sept F-orbitales), symbole - .

Les énergies des orbitales d’un même sous-niveau sont les mêmes.

Lors de la désignation des sous-niveaux, le numéro de la couche (niveau électronique) est ajouté au symbole du sous-niveau, par exemple : 2 s, 3p, 5d moyens s-sous-niveau du deuxième niveau, p-sous-niveau du troisième niveau, d-sous-niveau du cinquième niveau.

Le nombre total de sous-niveaux à un niveau est égal au numéro de niveau n. Le nombre total d'orbitales à un niveau est égal à n 2. Par conséquent, nombre total les nuages ​​​​dans une couche sont également égaux n 2 .

Désignations : - orbitale libre (sans électrons), - orbitale avec un électron non apparié, - orbitale avec paire électronique(avec deux électrons).

L'ordre dans lequel les électrons remplissent les orbitales d'un atome est déterminé par trois lois de la nature (les formulations sont données en termes simplifiés) :

1. Le principe de moindre énergie : les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d’énergie des orbitales.

2. Le principe de Pauli : il ne peut y avoir plus de deux électrons sur une orbitale.

3. Règle de Hund : au sein d'un sous-niveau, les électrons remplissent d'abord les orbitales vides (une à la fois), et seulement après cela, ils forment des paires d'électrons.

Le nombre total d'électrons dans le niveau électronique (ou couche électronique) est de 2 n 2 .

La répartition des sous-niveaux par énergie s'exprime comme suit (par ordre croissant d'énergie) :

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4F, 5d, 6p, 7s, 5F, 6d, 7p ...

Cette séquence est clairement exprimée par un diagramme énergétique :

La répartition des électrons d'un atome à travers les niveaux, sous-niveaux et orbitales (configuration électronique d'un atome) peut être représentée sous la forme d'une formule électronique, d'un diagramme énergétique ou, simplifiée, sous la forme d'un diagramme. couches électroniques("circuit électrique").

Exemples de structure électronique des atomes :

électrons de valence- les électrons de l'atome pouvant participer à la formation liaisons chimiques. Pour n'importe quel atome, c'est tout électrons externes plus ces électrons pré-externes dont l’énergie est supérieure à celle des électrons externes. Par exemple : l’atome de Ca possède 4 électrons externes s 2, ils sont aussi valence ; l'atome de Fe a 4 électrons externes s 2 mais il en a 3 d 6, donc l'atome de fer a 8 électrons de valence. Valence formule électronique atomes de calcium - 4 s 2, et atomes de fer - 4 s 2 3d 6 .

Tableau périodique éléments chimiques D. I. Mendeleïev
(système naturel d'éléments chimiques)

Loi périodiqueéléments chimiques (formule moderne) : les propriétés des éléments chimiques, ainsi que des substances simples et complexes formées par eux, dépendent périodiquement de la valeur de la charge des noyaux atomiques.

Tableau périodique- expression graphique de la loi périodique.

Série naturelle d'éléments chimiques- une série d'éléments chimiques disposés selon le nombre croissant de protons dans les noyaux de leurs atomes, ou, ce qui revient au même, selon les charges croissantes des noyaux de ces atomes. Le numéro de série de l'élément dans cette ligne égal au nombre protons dans le noyau de n’importe quel atome de cet élément.

Le tableau des éléments chimiques est construit en « découpant » la série naturelle des éléments chimiques en périodes(lignes horizontales du tableau) et regroupements (colonnes verticales du tableau) d'éléments avec des structure électronique atomes.

Selon la façon dont vous combinez les éléments en groupes, le tableau peut être longue période(les éléments avec le même nombre et le même type d'électrons de valence sont rassemblés en groupes) et courte période(les éléments avec le même nombre d'électrons de valence sont regroupés en groupes).

Les groupes de tableaux à courte période sont divisés en sous-groupes ( principal Et côté), coïncidant avec les groupes du tableau des longues périodes.

Tous les atomes des éléments ont la même période même nombre couches électroniques, égales au numéro de période.

Nombre d'éléments dans les périodes : 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. La plupart des éléments de la huitième période ont été obtenus artificiellement ; les derniers éléments de cette période n'ont pas encore été synthétisés. Toutes les périodes sauf la première commencent par un élément formant métal alcalin(Li, Na, K, etc.) et se terminent par un élément générateur de gaz rares (He, Ne, Ar, Kr, etc.).

Dans le tableau des périodes courtes, il y a huit groupes, chacun étant divisé en deux sous-groupes (principal et secondaire), dans le tableau des périodes longues, il y a seize groupes, qui sont numérotés en chiffres romains avec les lettres A ou B, pour exemple : IA, IIIB, VIA, VIIB. Le groupe IA du tableau de longue période correspond au sous-groupe principal du premier groupe du tableau de courte période ; groupe VIIB - sous-groupe latéral septième groupe : le reste - pareil.

Les caractéristiques des éléments chimiques changent naturellement selon les groupes et les périodes.

Par périodes (avec numéro de série croissant)

• la charge nucléaire augmente
• le nombre d'électrons externes augmente,
• le rayon des atomes diminue,
• la force de la liaison entre les électrons et le noyau augmente (énergie d'ionisation),
• l'électronégativité augmente,
• s'intensifient propriétés oxydantes substances simples("non-métallicité"),
• affaiblir propriétés réparatrices substances simples (« métallicité »),
• affaiblit personnage de base les hydroxydes et les oxydes correspondants,
• le caractère acide des hydroxydes et des oxydes correspondants augmente.

En groupe (avec numéro de série croissant)

• la charge nucléaire augmente
• le rayon des atomes augmente (uniquement dans les groupes A),
• la force de la liaison entre les électrons et le noyau diminue (énergie d'ionisation ; uniquement dans les groupes A),
• l'électronégativité diminue (uniquement dans les groupes A),
• les propriétés oxydantes des substances simples s'affaiblissent (« non-métallicité » ; uniquement dans les groupes A),
• les propriétés réductrices des substances simples sont renforcées (« métallicité » ; uniquement dans les groupes A),
• le caractère basique des hydroxydes et des oxydes correspondants augmente (uniquement dans les groupes A),
• affaiblit le caractère acide des hydroxydes et des oxydes correspondants (uniquement dans les groupes A),
• la stabilité diminue composés d'hydrogène(leur activité réparatrice augmente ; uniquement dans les groupes A).

Tâches et tests sur le thème "Thème 9. "Structure de l'atome. Loi périodique et système périodique des éléments chimiques par D. I. Mendeleev (PSHE) "."

• Loi périodique - Loi périodique et structure des atomes, niveaux 8 à 9
  Il faut connaître : les lois du remplissage des orbitales en électrons (principe de moindre énergie, principe de Pauli, règle de Hund), la structure du tableau périodique des éléments.

  Vous devez être capable de : déterminer la composition d'un atome par la position de l'élément dans le tableau périodique, et, à l'inverse, retrouver un élément dans le système périodique, connaissant sa composition ; décrire le diagramme de structure, la configuration électronique d'un atome, d'un ion et, à l'inverse, déterminer la position d'un élément chimique dans le PSCE à partir du diagramme et de la configuration électronique ; caractériser l'élément et les substances qu'il forme selon sa position dans le PSCE ; déterminer les changements dans le rayon des atomes, les propriétés des éléments chimiques et des substances qu'ils forment au cours d'une période et d'une sous-groupe principal système périodique.

  Exemple 1. Déterminez le nombre d’orbitales dans le troisième niveau électronique. Quelles sont ces orbitales ?
  Pour déterminer le nombre d'orbitales, on utilise la formule N orbitales = n 2 où n- numéro de niveau. N orbitales = 3 2 = 9. Un 3 s-, trois 3 p- et cinq 3 d-orbitales.

  Exemple 2. Déterminer quel atome d'élément a la formule électronique 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Afin de déterminer de quel élément il s’agit, vous devez savoir de quoi il s’agit. numéro de série, qui est égal au nombre total d’électrons d’un atome. DANS dans ce cas: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. C'est de l'aluminium.

  Après vous être assuré que tout ce dont vous avez besoin a été appris, passez à l'exécution des tâches. Nous vous souhaitons du succès.

  
  Lecture recommandée:
  • O. S. Gabrielyan et autres. Chimie 11e année. M., Outarde, 2002 ;
  • GE Rudzitis, FG Feldman. Chimie 11e année. M., Éducation, 2001.