Schéma de la structure des coques électroniques des atomes d'un élément chimique. La structure des coques électroniques d'un atome : qu'est-ce qu'un neutron, un proton et un électron. Que sont les isotopes

Les produits chimiques sont la matière première qui compose le monde qui nous entoure.

Les propriétés de chaque substance chimique sont divisées en deux types : chimiques, qui caractérisent sa capacité à former d'autres substances, et physiques, qui sont objectivement observées et peuvent être considérées indépendamment des transformations chimiques. Par exemple, les propriétés physiques d'une substance sont ses état d'agrégation(solide, liquide ou gazeux), conductivité thermique, capacité thermique, solubilité dans environnements différents(eau, alcool, etc.), densité, couleur, goût, etc.

Transformations de certains substances chimiques dans d'autres substances, on les appelle phénomènes chimiques ou réactions chimiques. Il convient de noter qu'il existe également des phénomènes physiques qui s'accompagnent évidemment de changements dans certains propriétés physiques substances sans être converties en d’autres substances. À phénomènes physiques, par exemple, incluent la fonte de la glace, le gel ou l'évaporation de l'eau, etc.

À propos de ce qui se passe au cours d'un processus phénomène chimique, on peut conclure en observant traits caractéristiques réactions chimiques, tels que le changement de couleur, la sédimentation, le dégagement de gaz, la chaleur et/ou la lumière.

Par exemple, une conclusion sur l'apparition de réactions chimiques peut être tirée en observant :

Formation de sédiments lors de l'ébullition de l'eau, appelés tartre dans la vie quotidienne ;

La libération de chaleur et de lumière lorsqu’un feu brûle ;

Changement de couleur d'un morceau de pomme fraîche à l'air ;

Formation de bulles de gaz lors de la fermentation de la pâte, etc.

Les plus petites particules d'une substance qui ne subissent pratiquement aucun changement lors de réactions chimiques, mais se connectent seulement les unes aux autres d'une manière nouvelle, sont appelées atomes.

L'idée même de l'existence de telles unités de matière est née dans la Grèce ancienne dans l'esprit des philosophes antiques, ce qui explique en fait l'origine du terme « atome », puisque « atomos » traduit littéralement du grec signifie « indivisible ».

Cependant, contrairement à l'idée des philosophes grecs anciens, les atomes ne sont pas le minimum absolu de matière, c'est-à-dire ils ont eux-mêmes une structure complexe.

Chaque atome est constitué de particules dites subatomiques - des protons, des neutrons et des électrons, désignés respectivement par les symboles p+, n o et e -. L'exposant dans la notation utilisée indique que le proton a une charge unitaire positive, l'électron a une charge unitaire négative et le neutron n'a aucune charge.

Quant à la structure qualitative d'un atome, dans chaque atome, tous les protons et neutrons sont concentrés dans ce qu'on appelle le noyau, autour duquel les électrons forment une couche électronique.

Le proton et le neutron ont presque les mêmes masses, c'est-à-dire m p ≈ m n, et la masse de l'électron est presque 2000 fois inférieure à la masse de chacun d'eux, c'est-à-dire m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.

Parce que le propriété fondamentale un atome est sa neutralité électrique et la charge d'un électron est égale à la charge d'un proton, nous pouvons en conclure que le nombre d'électrons dans tout atome est égal au nombre de protons.

Par exemple, le tableau ci-dessous montre la composition possible des atomes :

Type d'atomes avec la même charge nucléaire, c'est-à-dire avec le même nombre de protons dans leur noyau est appelé un élément chimique. Ainsi, du tableau ci-dessus, nous pouvons conclure que atom1 et atom2 appartiennent à un élément chimique, et atom3 et atom4 appartiennent à un autre élément chimique.

Chaque élément chimique a son propre nom et son symbole individuel, qui se lit d'une certaine manière. Ainsi, par exemple, l'élément chimique le plus simple, dont les atomes ne contiennent qu'un seul proton dans le noyau, est appelé « hydrogène » et est désigné par le symbole « H », qui se lit comme « cendre », et un élément chimique avec une charge nucléaire de +7 (c'est-à-dire contenant 7 protons) - « azote », porte le symbole « N », qui se lit comme « en ».

Comme le montre le tableau ci-dessus, les atomes d'un élément chimique peut différer par le nombre de neutrons dans les noyaux.

Les atomes qui appartiennent au même élément chimique, mais qui ont un nombre de neutrons différent et, par conséquent, une masse, sont appelés isotopes.

Par exemple, l'élément chimique hydrogène possède trois isotopes - 1 H, 2 H et 3 H. Les indices 1, 2 et 3 au-dessus du symbole H signifient le nombre total de neutrons et de protons. Ceux. Sachant que l'hydrogène est un élément chimique caractérisé par le fait qu'il y a un proton dans les noyaux de ses atomes, nous pouvons conclure que dans l'isotope 1 H il n'y a pas de neutrons du tout (1-1 = 0), dans l'isotope 2 H - 1 neutron (2-1=1) et dans l'isotope 3 H – deux neutrons (3-1=2). Puisque, comme déjà mentionné, le neutron et le proton ont les mêmes masses et que la masse de l'électron est négligeable par rapport à eux, cela signifie que l'isotope 2 H est presque deux fois plus lourd que l'isotope 1 H, et le 3 Son isotope est même trois fois plus lourd. En raison d'une si grande dispersion des masses des isotopes de l'hydrogène, les isotopes 2 H et 3 H se sont même vu attribuer des noms individuels et des symboles, ce qui n'est typique pour aucun autre élément chimique. L'isotope 2H a été nommé deutérium et a reçu le symbole D, et l'isotope 3H a reçu le nom de tritium et a reçu le symbole T.

Si nous prenons la masse du proton et du neutron comme une seule et négligeons la masse de l'électron, en fait l'indice supérieur gauche, en plus du nombre total de protons et de neutrons dans l'atome, peut être considéré comme sa masse, et donc cet indice est appelé nombre de masse et est désigné par le symbole A. Puisque la charge du noyau de tout proton correspond à l'atome et que la charge de chaque proton est classiquement considérée comme égale à +1, le nombre de protons dans le noyau est appelé le numéro de charge (Z). En désignant le nombre de neutrons dans un atome par N, la relation entre le nombre de masse, le nombre de charge et le nombre de neutrons peut être exprimée mathématiquement comme suit :

Selon les concepts modernes, l'électron a une nature double (onde de particules). Il possède les propriétés d’une particule et d’une onde. Comme une particule, un électron a une masse et une charge, mais en même temps, le flux d'électrons, comme une onde, se caractérise par la capacité de diffraction.

Pour décrire l'état d'un électron dans un atome, les représentations sont utilisées mécanique quantique, selon lequel l'électron n'a pas de trajectoire spécifique et peut être localisé en n'importe quel point de l'espace, mais avec des probabilités différentes.

La région de l’espace autour du noyau où un électron est le plus susceptible de se trouver est appelée orbitale atomique.

Une orbitale atomique peut avoir différentes formes, tailles et orientations. Une orbitale atomique est également appelée nuage électronique.

Graphiquement, une orbitale atomique est généralement représentée par une cellule carrée :

La mécanique quantique dispose donc d'un appareil mathématique extrêmement complexe, dans le cadre cours scolaire chimie, seules les conséquences de la théorie de la mécanique quantique sont considérées.

Selon ces conséquences, toute orbitale atomique et l'électron qui s'y trouve sont complètement caractérisés par 4 nombres quantiques.

Le nombre quantique principal, n, détermine l'énergie totale d'un électron dans une orbitale donnée. Plage de valeurs du nombre quantique principal – tous entiers, c'est à dire. n = 1,2,3,4, 5, etc.
Le nombre quantique orbital - l - caractérise la forme de l'orbitale atomique et peut prendre n'importe quelle valeur entière comprise entre 0 et n-1, où n, rappelons-le, est le nombre quantique principal.

Les orbitales avec l = 0 sont appelées s-orbitales. Les orbitales s sont de forme sphérique et n'ont aucune directionnalité dans l'espace :

Les orbitales avec l = 1 sont appelées p-orbitales. Ces orbitales ont la forme d’un huit tridimensionnel, c’est-à-dire une forme obtenue en faisant tourner un huit autour d'un axe de symétrie et qui ressemble extérieurement à un haltère :

Les orbitales avec l = 2 sont appelées d-orbitales, et avec l = 3 – F-orbitales. Leur structure est beaucoup plus complexe.

3) Le nombre quantique magnétique – ml – détermine l'orientation spatiale d'une orbitale atomique spécifique et exprime la projection du moment cinétique orbital sur la direction champ magnétique. Le nombre quantique magnétique m l correspond à l'orientation de l'orbitale par rapport à la direction du vecteur d'intensité du champ magnétique externe et peut prendre n'importe quelle valeur entière de –l à +l, y compris 0, c'est-à-dire le nombre total de valeurs possibles est (2l+1). Ainsi, par exemple, pour l = 0 m l = 0 (une valeur), pour l = 1 m l = -1, 0, +1 (trois valeurs), pour l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (cinq valeurs du nombre quantique magnétique), etc.

Ainsi, par exemple, les orbitales p, c'est-à-dire les orbitales avec un nombre quantique orbital l = 1, ayant la forme d'un « chiffre tridimensionnel de huit », correspondent à trois valeurs du nombre quantique magnétique (-1, 0, +1), qui, à leur tour, correspondent à trois directions perpendiculaires entre elles dans l’espace.

4) Le nombre quantique de spin (ou simplement spin) - m s - peut être conditionnellement considéré comme responsable du sens de rotation de l'électron dans l'atome ; il peut prendre des valeurs. Les électrons avec des spins différents sont indiqués par des flèches verticales pointant vers différents côtés: ↓ et .

L’ensemble de toutes les orbitales d’un atome qui ont le même nombre quantique principal est appelé niveau d’énergie ou couche électronique. Tout arbitraire niveau d'énergie avec un certain nombre n se compose de n 2 orbitales.

Un ensemble d'orbitales avec les mêmes valeurs du nombre quantique principal et du nombre quantique orbital représente un sous-niveau d'énergie.

Chaque niveau d'énergie, qui correspond au nombre quantique principal n, contient n sous-niveaux. À son tour, chaque sous-niveau d’énergie de numéro quantique orbital l se compose de (2l+1) orbitales. Ainsi, le sous-niveau s se compose d'une orbitale s, le sous-niveau p se compose de trois orbitales p, le sous-niveau d se compose de cinq orbitales d et le sous-niveau f se compose de sept orbitales f. Puisque, comme déjà mentionné, une orbitale atomique est souvent désignée par une cellule carrée, les sous-niveaux s, p, d et f peuvent être représentés graphiquement comme suit :

Chaque orbitale correspond à un ensemble individuel strictement défini de trois nombres quantiques n, l et m l.

La répartition des électrons entre les orbitales est appelée configuration électronique.

Le remplissage des orbitales atomiques avec des électrons se produit selon trois conditions :

Principe d'énergie minimale: Les électrons remplissent les orbitales à partir du sous-niveau d'énergie le plus bas. La séquence des sous-niveaux par ordre croissant de leurs énergies est la suivante : 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Pour faciliter la mémorisation de cette séquence de remplissage des sous-niveaux électroniques, l'illustration graphique suivante est très pratique :

Principe de Pauli: Chaque orbitale ne peut contenir plus de deux électrons.

S’il y a un électron dans une orbitale, alors on l’appelle non apparié, et s’il y en a deux, alors on les appelle une paire d’électrons.

La règle de Hund: l'état le plus stable d'un atome est celui dans lequel, à l'intérieur d'un sous-niveau, l'atome possède le nombre maximum possible d'électrons non appariés. Cet état le plus stable de l’atome est appelé état fondamental.

En fait, ce qui précède signifie que, par exemple, le placement des 1er, 2ème, 3ème et 4ème électrons sur trois orbitales du sous-niveau p sera effectué comme suit :

Le remplissage des orbitales atomiques de l'hydrogène, qui a un nombre de charge de 1, au krypton (Kr), avec un nombre de charge de 36, s'effectuera comme suit :

Une telle représentation de l’ordre de remplissage des orbitales atomiques est appelée diagramme énergétique. Sur la base des schémas électroniques des éléments individuels, il est possible d'écrire leurs formules dites électroniques (configurations). Ainsi, par exemple, un élément avec 15 protons et, par conséquent, 15 électrons, soit le phosphore (P) aura le diagramme énergétique suivant :

Une fois converti en formule électronique, l’atome de phosphore prendra la forme :

15P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Les nombres de taille normale à gauche du symbole de sous-niveau indiquent le numéro du niveau d'énergie, et les exposants à droite du symbole de sous-niveau indiquent le nombre d'électrons dans le sous-niveau correspondant.

Vous trouverez ci-dessous les formules électroniques des 36 premiers éléments du tableau périodique par D.I. Mendeleïev.

période	Numéro d'article.	symbole	Nom	formule électronique
je	1	H	hydrogène	1s 1
je	2	Il	hélium	1s 2
II	3	Li	lithium	1 s 2 2 s 1
	4	Être	béryllium	1 s 2 2 s 2
	5	B	bore	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	carbone	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	azote	1s 2 2s 2 2p 3
	8	Ô	oxygène	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Né	néon	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	N / A	sodium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	Mg	magnésium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	aluminium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	silicium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P.	phosphore	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	soufre	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	chlore	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	potassium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Californie	calcium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	Sc	scandium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titane	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanadium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	chrome	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 on observe ici le saut d'un électron avec s sur d sous-niveau
	25	Mn	manganèse	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	fer	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	Co	cobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nickel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	cuivre	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 on observe ici le saut d'un électron avec s sur d sous-niveau
	30	Zn	zinc	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Géorgie	gallium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germanium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Comme	arsenic	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	sélénium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3j 10 4p 4
	35	Br	brome	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	Kr	krypton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Comme déjà mentionné, dans leur état fondamental, les électrons des orbitales atomiques sont localisés selon le principe de la moindre énergie. Cependant, en présence d'orbitales p vides dans l'état fondamental de l'atome, souvent, en lui transmettant un excès d'énergie, l'atome peut être transféré à l'état dit excité. Par exemple, un atome de bore dans son état fondamental a une configuration électronique et un diagramme énergétique de la forme suivante :

5B = 1s 2 2s 2 2p 1

Et dans un état excité (*), c'est-à-dire Lorsqu'une certaine énergie est transmise à un atome de bore, sa configuration électronique et son diagramme d'énergie ressembleront à ceci :

5B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli en dernier, les éléments chimiques sont divisés en s, p, d ou f.

Trouver les éléments s, p, d et f dans le tableau D.I. Mendeleïev :

Les éléments s ont le dernier sous-niveau s à remplir. Ces éléments comprennent des éléments des sous-groupes principaux (à gauche dans la cellule du tableau) des groupes I et II.
Pour les éléments p, le sous-niveau p est rempli. Les éléments p comprennent les six derniers éléments de chaque période, à l'exception du premier et du septième, ainsi que des éléments des principaux sous-groupes des groupes III-VIII.
Les éléments d sont situés entre les éléments s et p sur de grandes périodes.
Les éléments f sont appelés lanthanides et actinides. Ils sont répertoriés au bas du tableau D.I.. Mendeleïev.

Prenons mentalement un atome de n'importe quel élément chimique. Dans quels états se trouvent les électrons ? Du paragraphe précédent, il ressort clairement que pour chaque électron, il est nécessaire de connaître les valeurs de quatre nombres quantiques qui caractérisent son état. Mais nous ne savons pas encore combien d’électrons se trouvent dans chaque état. Quelles conditions sont les plus fréquentes et lesquelles sont les moins probables ? La réponse à ces questions est apportée par deux éléments importants principe(loi). Le premier d'entre eux a été découvert en 1925 par le physicien suisse W. Pauli (1900-1958) et porte son nom - Le principe de Pauli.

Tous les électrons d'un atome sont dans des états différents, c'est-à-dire caractérisé par différents ensembles de quatre nombres quantiques.

Dans ce cas, le concept de « principe » désigne l'une des lois fondamentales de la nature, qui fait de l'atome ce qu'il est : une microparticule de matière avec une structure électronique individuelle pour chaque élément chimique. Le rôle du principe de Pauli dans la nature devient plus clair si l’on imagine qu’il ne fonctionne pas. L’environnement électronique du noyau atomique perd alors sa définition structurelle. Tous les électrons roulent dans l’état le plus favorable.

Il convient de noter que cette loi est valable pour tous les fermions.

Un corollaire découle du principe de Pauli qui détermine la capacité de l'orbitale, c'est-à-dire le nombre d'électrons pouvant former un seul nuage d'électrons. En choisissant l'une des orbitales, nous fixons les trois premiers nombres quantiques. Par exemple, pour l'orbitale 2 p2 : p = 2, /= 1, mj= 0. Mais vous pouvez également modifier le nombre quantique de spin MS Nous obtenons deux ensembles de nombres quantiques :

Par conséquent, une orbitale ne peut contenir plus de deux électrons et les atomes peuvent contenir des nuages à un ou deux électrons.

Deux électrons sur la même orbitale sont appelés une paire d’électrons.

Connaissant la capacité de l'orbitale, il est facile de comprendre que la capacité du sous-niveau énergétique est égale à deux fois le nombre d'orbitales (tableau 5.1).

Tableau 5.1

Structure des sous-niveaux dans les atomes

L’ensemble des électrons du même sous-niveau d’énergie est appelé la sous-couche d’un atome.

La capacité du niveau d'énergie est la somme des capacités des sous-niveaux (tableau 5.2). Dans la première colonne du tableau, en plus des valeurs du nombre quantique principal, les désignations des lettres des couches électroniques de l'atome sont indiquées.

Tableau 5.2

Structure des niveaux d'énergie dans les atomes

L’ensemble des électrons de même niveau d’énergie s’appelle la coquille d’un atome.

Le remplissage réel (« population ») des orbitales, des sous-niveaux et des niveaux avec des électrons est déterminé par le deuxième principe - principe de moindre énergie.

L’état fondamental (stable) de l’atome correspond à l’énergie totale minimale des électrons.

Les états d'un atome avec une énergie accrue sont appelés excité. Un atome dans un état excité est instable dans le sens où, en très peu de temps (~ 10 -8 s), il passe à l'état fondamental, émettant des quanta d'énergie.

Tout système physique est d’autant plus stable que son énergie potentielle est faible. Par conséquent, nous observons invariablement qu'un corps projeté heurte le sol ou dévale une colline, qu'un ressort plié se redresse, etc. De plus, les couches électroniques des atomes sont dans un état stable si l’apport énergétique total des électrons est minime. Nous connaissons déjà l'ensemble des états énergétiques possibles d'un atome (voir Fig. 5.7). Considérons comment les sous-niveaux et niveaux correspondants sont peuplés d'électrons. Dans ce cas, le principe de Pauli est strictement suivi, qui prime sur le principe de moindre énergie et n'est pas violé. Nous allons décrire la structure électronique des atomes à l'aide de diagrammes énergétiques et de formules électroniques. Le diagramme énergétique fait partie de la séquence globale de sous-niveaux (voir Fig. 5.7), contenant des sous-niveaux peuplés. La formule électronique répertorie les sous-niveaux peuplés par ordre croissant d'énergie, indiquant le nombre d'électrons avec des exposants. Les deux premiers éléments du tableau périodique peuvent être représentés par les diagrammes I et II. Le diagramme montre que la position du niveau l* dans l’atome d’hélium est plus basse que dans l’atome d’hydrogène, car l’hélium a une charge nucléaire plus grande et les électrons sont plus fortement attirés vers le noyau. La capacité du premier niveau d’énergie de l’atome d’hélium est épuisée.

Le deuxième niveau d'énergie des éléments après l'hélium est peuplé. Considérons les diagrammes énergétiques des trois éléments les plus proches - le lithium, le béryllium et le bore (schémas III, IV et V).

En lithium et béryllium, le sous-niveau est peuplé 2s. Le cinquième électron de l’atome de bore commence à peupler le sous-niveau 2 R. conformément au principe de Pauli. Pour les atomes de carbone et d'azote, le peuplement de ce sous-niveau se poursuit (schémas VI et VII).

La structure de ces éléments révèle un autre modèle important dans la formation des couches électroniques : la règle de Hund (1927).

Le 7ème état de base de l'atome correspond à l'occupation du nombre maximum d'orbitales énergétiquement équivalentes par des électrons. Dans ce cas, les électrons ont les mêmes nombres quantiques de spin (tous +1/2 ou tous -1/2).

Lorsqu'on considère le diagramme énergétique d'un atome, il semble que le transfert d'un électron entre des orbitales identiques 2 R. ne change pas son énergie. En fait, lorsque les électrons se déplacent sur différentes orbitales, la répulsion entre eux diminue, ce qui fait que l'énergie potentielle diminue encore. Les électrons qui occupent des orbitales individuelles sont appelés non apparié. De plus, en étudiant la nature des liaisons chimiques, nous verrons que la valence des atomes est déterminée par le nombre d'électrons non appariés. L'azote possède trois électrons non appariés et est véritablement trivalent. Il suffit de rappeler la formule de l'ammoniac NH 3. Le carbone, selon le diagramme, est divalent. Cependant, lorsqu'une énergie relativement faible est absorbée, un électron est transféré du sous-niveau 25 au sous-niveau. 2 frotter. Le carbone passe dans un état excité avec la formule électronique s 2 2s ( 2p s . Dans cet état, il possède quatre électrons non appariés. Un atome libre ne peut rester dans un état excité que très peu de temps. Mais une fois à l’intérieur de la molécule, l’atome reçoit des électrons supplémentaires pour remplir les orbitales. Après cela, la possibilité de transition vers l'état fondamental est exclue et l'atome de carbone reste tétravalent. En fait, l'énergie dépensée pour l'excitation électronique est compensée par l'énergie de formation de liaisons chimiques supplémentaires.

L'occupation de l'orbe 2p des gales avec des seconds électrons se produit dans l'oxygène, le fluor et le néon (schémas VIII, IX, X). Dans ce cas, le nombre d'électrons non appariés restants et, par conséquent, la valence des atomes diminuent successivement. Cela correspond à des connaissances de base sur les propriétés de l'oxygène, du fluor et du néon : l'oxygène est divalent, le fluor est monovalent et le néon ne forme pas de liaisons chimiques, c'est-à-dire sa valence est nulle.

Nous avons vu que dans les éléments allant du lithium au néon, le deuxième niveau d'énergie est peuplé d'électrons, et c'est pourquoi ils constituent

2ème période du tableau périodique. À côté du néon, le sodium commence à peupler le troisième niveau d'énergie, puis se forme
3ème période puisque les sous-niveaux 35 et 3 sont peuplés R. Les diagrammes énergétiques et les formules électroniques des éléments allant du sodium à l'argon peuvent être présentés sous forme abrégée en désignant l'ensemble répétitif d'électrons du néon par . La signification de la formule électronique abrégée est qu'elle indique uniquement les électrons de valence de l'atome. Les électrons restants qui composent noyau électronique d'un atome, car la chimie est d'une importance secondaire. A titre d'exemple, écrivons des formules abrégées et des schémas pour le sodium, le silicium et l'argon (schémas XI, XII et XIII).

Le nombre d'éléments chimiques dans les 2e et 3e périodes est déterminé par la capacité totale des sous-niveaux 5 et /^, qui est de huit électrons. Ainsi, la présence d'exactement huit groupes dans le tableau périodique reçoit une explication physique. La raison de la similitude observée des éléments chimiques dans les groupes devient également claire. En comparant les diagrammes énergétiques des éléments d'un même groupe - lithium et sodium, carbone et silicium, etc. - on remarque qu'ils sont caractérisés par la même population du niveau d'énergie externe. Cela implique tout d’abord la même valence des atomes, qui détermine la similitude des propriétés chimiques. Mais les structures électroniques des atomes, prises dans leur ensemble, sont différentes. Le nombre de couches électroniques augmente de période en période, ce qui entraîne une augmentation des rayons des atomes. Par conséquent, comme nous l’avons déjà noté, outre la similitude, il existe également une certaine directionnalité dans le changement de propriétés.

D'après les formules électroniques et les diagrammes énergétiques des atomes, il est évident que dans les groupes IA et PA, les électrons remplissent le sous-niveau externe 5, et dans les groupes I HA-V111A, le sous-niveau p externe. Cela fournit une base pour classer les éléments chimiques en blocs. Les deux premiers groupes sont considérés comme bloc d'éléments s, et groupes de ША à VIIIA - comme bloc d'éléments p.

Dans le tableau périodique, il existe également des groupes avec les mêmes numéros, mais avec l'ajout du symbole « B ». Comment s’explique l’existence de ces groupes ? De la fig. 5.6 il est évident que le sous-niveau 3D en énergie, il se situe entre les sous-niveaux 45 et 4 R. Dans le tableau périodique, la 4ème période, comme les précédentes, commence par deux 5 éléments - le potassium ([Ar]45 l) et le calcium (fAr]4l 2). Après le calcium, le tassement sans sous-niveau commence R., comme en 2ème et 3ème périodes, et le sous-niveau 3D, dont la capacité est de 10 électrons. Les électrons du sous-niveau ^ apparaissent les uns après les autres dans le scandium et les éléments qui le suivent, dont le zinc. Ils sont inclus dans bloc d'éléments d. La numérotation des groupes d'éléments d est basée sur le fait que dans les groupes III à VIII, il y a un nombre égal d'électrons dans les deux sous-niveaux supérieurs des éléments p (sous-niveaux 5 et p) et des éléments d (5 - et d- sous-niveaux). Les groupes IB et PV sont numérotés en fonction de la population du 5-sous-niveau externe, similaire aux 5-éléments.

La quatrième période est complétée par les éléments p qui suivent le zinc. Leur 3g/-nolevel rempli est énergétiquement stabilisé et devient inférieur au sous-niveau Comme. Ceci s'explique par le taux différent de diminution de l'énergie des orbitales des sous-niveaux 45 et 3^/ à mesure que la charge du noyau atomique augmente (Fig. 5.9).

Riz. 5.9.

Exemple 5.1.Écrivez des formules électroniques abrégées pour le fer et le krypton.

Solution. Pour le fer et le krypton, le gaz noble précurseur le plus proche est l’argon (Z = 18). Le fer (Z = 26) a encore huit électrons pour remplir les 45 et 36 sous-niveaux supérieurs. On écrit la formule 45 2 3rf 6. Krypton (Z = 36) ajoute 10 électrons supplémentaires, qui peuplent complètement les sous-niveaux 3D Et Ar. Rempli 3D- on met le sous-niveau dans la formule jusqu'au 45ème sous-niveau : [Ar]3 10 45 2 4/? 6.

La cinquième période du tableau périodique a une structure similaire à la quatrième. Les deux contiennent 18 éléments chimiques. Dans la 5ème période, le rubidium et le strontium appartiennent aux éléments à 5 blocs, 10 éléments allant de l'yttrium au cadmium appartiennent au bloc D et les six éléments restants, de l'indium au xénon, appartiennent au bloc D. R- bloc.

Viennent ensuite les 6e et 7e périodes les plus longues, contenant 32 éléments. Dans la 6ème période, une famille de 14 éléments chimiques est ajoutée - du lanthane à l'ytterbium, appelés lanthanides, et au 7ème - une famille similaire actinides - de l'actinium au nobélium. Dans leurs atomes, les sous-niveaux 4/- et 5/- sont respectivement remplis d’électrons. Les lanthanides et les actinides constituent le bloc des éléments /. En raison des caractéristiques particulières des orbitales des sous-niveaux /, tous les lanthanides et tous les actinides présentent une grande similitude dans leurs propriétés chimiques.

Exemple 5.2. Qu'est-ce qui explique que les familles d'éléments / contiennent 14 éléments chimiques ?

Solution. Conformément à la formule 2/+1 sous-niveau f(1=3) se compose de sept orbitales. Par conséquent, sa capacité est de 14 électrons et le remplissage progressif du sous-niveau / se produit en 14 éléments chimiques.

Ainsi, un bref aperçu de la structure électronique des atomes en termes généraux révèle la base physique de la périodicité des changements dans les propriétés des éléments chimiques et, par conséquent, la loi périodique de D. I. Mendeleïev. En bref, on peut dire que la loi périodique est une conséquence du principe de Pauli et du principe de moindre énergie.

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 ordinal de l'élément dans la série naturelle des éléments (et dans le tableau périodique des éléments).

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 à 1 840 fois la masse d’un électron, donc la masse d’un atome est presque égale à la masse du noyau.

La forme de l'atome est sphérique. Le rayon du noyau est environ 100 000 fois plus petit que le rayon de l'atome.

Élément chimique- type d'atomes (ensemble d'atomes) ayant la même charge nucléaire (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 d'un atome ou d'un isotope individuel : (E - symbole d'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 de nuages d’électrons de 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. En conséquence, le nombre total de nuages dans une couche est également égal à n 2 .

Désignations : - orbitale libre (sans électrons), - orbitale avec un électron non apparié, - orbitale avec une paire d'électrons (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 distribution des électrons d'un atome à travers les niveaux, sous-niveaux et orbitales (configuration électronique d'un atome) peut être représentée par une formule électronique, un diagramme d'énergie ou, plus simplement, par un diagramme de couches électroniques (« diagramme électronique »).

Exemples de structure électronique des atomes :

électrons de valence- les électrons d'un atome pouvant participer à la formation de liaisons chimiques. Pour tout atome, il s’agit de tous les électrons externes plus les 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 possède 8 électrons de valence. La formule électronique de Valence de l'atome de calcium est 4 s 2, et atomes de fer - 4 s 2 3d 6 .

Tableau périodique des éléments chimiques par D. I. Mendeleev
(système naturel d'éléments chimiques)

Loi périodique des éléments chimiques(formulation 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 atomique d'un élément de cette série est égal au nombre de 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 groupements (colonnes verticales du tableau) d'éléments ayant une structure électronique d'atomes similaire.

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 collectés 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 d'éléments d'une même période ont le même nombre de couches électroniques, égal 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 générateur de métaux alcalins (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 secondaire du septième groupe : le reste - de même.

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,
les propriétés oxydantes des substances simples sont renforcées (« non-métallicité »),
les propriétés réductrices des substances simples s'affaiblissent (« métallicité »),
affaiblit le caractère basique des hydroxydes et des 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 améliorées (« 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 des composés hydrogènes diminue (leur activité réductrice 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'un sous-groupe principal du 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 connaître son numéro atomique, qui est égal au nombre total d’électrons de l’atome. 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.

La structure des coques électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes : $s-$, $p-$ et $d-$elements. Configuration électronique d'un atome. États fondamentaux et excités des atomes

Le concept d’atome est apparu dans le monde antique pour désigner les particules de matière. Traduit du grec, atome signifie « indivisible ».

Électrons

Le physicien irlandais Stoney, sur la base d'expériences, est arrivé à la conclusion que l'électricité est transportée par les plus petites particules présentes dans les atomes de tous les éléments chimiques. En 1891, M. Stoney proposa d'appeler ces particules électrons, qui signifie « ambre » en grec.

Quelques années après que l'électron ait reçu son nom, le physicien anglais Joseph Thomson et le physicien français Jean Perrin ont prouvé que les électrons portaient une charge négative. Il s'agit de la plus petite charge négative qui, en chimie, est considérée comme une unité $(–1)$. Thomson a même réussi à déterminer la vitesse de l'électron (elle est égale à la vitesse de la lumière - 300 000 $ km/s) et la masse de l'électron (elle est 1 836 $ fois inférieure à la masse d'un atome d'hydrogène).

Thomson et Perrin reliaient les pôles d'une source de courant avec deux plaques métalliques - une cathode et une anode, soudées dans un tube de verre d'où l'air était évacué. Lorsqu'une tension d'environ 10 000 volts a été appliquée aux plaques d'électrodes, une décharge lumineuse a éclaté dans le tube et des particules ont volé de la cathode (pôle négatif) à l'anode (pôle positif), que les scientifiques ont d'abord appelé rayons cathodiques, puis j'ai découvert qu'il s'agissait d'un flux d'électrons. Les électrons qui frappent des substances spéciales, comme celles présentes sur un écran de télévision, provoquent une lueur.

La conclusion a été tirée : des électrons s'échappent des atomes du matériau qui constitue la cathode.

Les électrons libres ou leur flux peuvent être obtenus par d'autres moyens, par exemple en chauffant un fil métallique ou en éclairant des métaux formés par des éléments du sous-groupe principal du groupe I du tableau périodique (par exemple, le césium).

État des électrons dans un atome

L'état d'un électron dans un atome est compris comme la totalité des informations sur énergie certain électron dans espace, dans lequel il se trouve. Nous savons déjà qu'un électron dans un atome n'a pas de trajectoire de mouvement, c'est-à-dire nous ne pouvons parler que de probabilités sa localisation dans l'espace autour du noyau. Il peut être localisé dans n’importe quelle partie de cet espace entourant le noyau, et l’ensemble des différentes positions est considéré comme un nuage d’électrons avec une certaine densité de charges négatives. Au sens figuré, cela peut être imaginé de cette façon : s'il était possible de photographier la position d'un électron dans un atome après des centièmes ou des millionièmes de seconde, comme dans une photo-finish, alors l'électron sur de telles photographies serait représenté comme un point. Si d’innombrables photographies de ce type étaient superposées, l’image serait celle d’un nuage d’électrons avec la plus grande densité là où se trouvent le plus de ces points.

La figure montre une « coupure » d'une telle densité électronique dans un atome d'hydrogène traversant le noyau, et la ligne pointillée limite la sphère dans laquelle la probabilité de détecter un électron est de 90 %$. Le contour le plus proche du noyau couvre une région de l'espace dans laquelle la probabilité de détecter un électron est de 10 %$, la probabilité de détecter un électron à l'intérieur du deuxième contour du noyau est de 20 %$, à l'intérieur du troisième est de $≈30 % $, etc Il existe une certaine incertitude quant à l’état de l’électron. Pour caractériser cet état particulier, le physicien allemand W. Heisenberg a introduit le concept de principe incertain, c'est à dire. ont montré qu'il est impossible de déterminer simultanément et avec précision l'énergie et l'emplacement d'un électron. Plus l'énergie d'un électron est déterminée avec précision, plus sa position est incertaine, et vice versa, après avoir déterminé la position, il est impossible de déterminer l'énergie de l'électron. La plage de probabilité de détection d’un électron n’a pas de limites claires. Il est cependant possible de sélectionner un espace où la probabilité de trouver un électron est maximale.

L’espace autour du noyau atomique dans lequel un électron est le plus susceptible de se trouver est appelé orbitale.

Il contient environ 90 % du nuage d'électrons, ce qui signifie qu'environ 90 % du temps pendant lequel l'électron se trouve dans cette partie de l'espace. En fonction de leur forme, il existe quatre types connus d'orbitales, désignées par les lettres latines $s, p, d$ et $f$. Une représentation graphique de certaines formes d’orbitales électroniques est présentée sur la figure.

La caractéristique la plus importante du mouvement d'un électron sur une certaine orbitale est l'énergie de sa liaison avec le noyau. Les électrons avec des valeurs d'énergie similaires forment un seul couche d'électrons, ou niveau d'énergie. Les niveaux d'énergie sont numérotés à partir du noyau : 1$, 2, 3, 4, 5, 6$ et 7$.

L'entier $n$ désignant le numéro du niveau d'énergie est appelé le nombre quantique principal.

Il caractérise l'énergie des électrons occupant un niveau d'énergie donné. Les électrons du premier niveau d’énergie, les plus proches du noyau, ont l’énergie la plus faible. Comparés aux électrons du premier niveau, les électrons des niveaux suivants se caractérisent par une grande quantité d’énergie. Par conséquent, les électrons du niveau externe sont les moins étroitement liés au noyau atomique.

Le nombre de niveaux d'énergie (couches électroniques) dans un atome est égal au numéro de période du système D.I. Mendeleev à laquelle appartient l'élément chimique : les atomes des éléments de la première période ont un niveau d'énergie ; deuxième période - deux ; septième période - sept.

Le plus grand nombre d'électrons à un niveau d'énergie est déterminé par la formule :

où $N$ est le nombre maximum d'électrons ; $n$ est le numéro de niveau, ou le numéro quantique principal. Par conséquent : au premier niveau d’énergie le plus proche du noyau il ne peut y avoir plus de deux électrons ; le deuxième - pas plus de 8$ ; le troisième - pas plus de 18$ ; le quatrième - pas plus de 32$. Et comment, à leur tour, les niveaux d’énergie (couches électroniques) sont-ils organisés ?

À partir du deuxième niveau d'énergie $(n = 2)$, chacun des niveaux est divisé en sous-niveaux (sous-couches), légèrement différents les uns des autres par l'énergie de liaison avec le noyau.

Le nombre de sous-niveaux est égal à la valeur du nombre quantique principal : le premier niveau d'énergie comporte un sous-niveau ; le deuxième - deux ; troisième - trois ; quatrième - quatre. Les sous-niveaux, à leur tour, sont formés par des orbitales.

Chaque valeur de $n$ correspond à un nombre d'orbitales égal à $n^2$. Selon les données présentées dans le tableau, on peut retracer le lien entre le nombre quantique principal $n$ et le nombre de sous-niveaux, le type et le nombre d'orbitales et le nombre maximum d'électrons au sous-niveau et au niveau.

Nombre quantique principal, types et nombre d'orbitales, nombre maximum d'électrons dans les sous-niveaux et niveaux.

Niveau d'énergie $(n)$	Nombre de sous-niveaux égal à $n$	Type orbital	Nombre d'orbitales		Nombre maximum d'électrons
			au sous-niveau	en niveau égal à $n^2$	au sous-niveau	à un niveau égal à $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Les sous-niveaux sont généralement désignés par des lettres latines, ainsi que par la forme des orbitales qui les composent : $s, p, d, f$. Donc:

Sous-niveau $s$ - le premier sous-niveau de chaque niveau d'énergie le plus proche du noyau atomique est constitué d'une orbitale $s$ ;
Sous-niveau $p$ - le deuxième sous-niveau de chacun, à l'exception du premier niveau d'énergie, se compose de trois orbitales $p$ ;
Sous-niveau $d$ - le troisième sous-niveau de chacun, à partir du troisième niveau d'énergie, se compose de cinq orbitales $d$ ;
Le sous-niveau $f$ de chacun, à partir du quatrième niveau d'énergie, se compose de sept orbitales $f$.

Noyau atomique

Mais les électrons ne sont pas les seuls à faire partie des atomes. Le physicien Henri Becquerel a découvert qu'un minéral naturel contenant un sel d'uranium émet également un rayonnement inconnu, exposant des films photographiques à l'abri de la lumière. Ce phénomène a été appelé radioactivité.

Il existe trois types de rayons radioactifs :

les rayons $α$, qui sont constitués de particules $α$ ayant une charge $2$ fois supérieure à la charge d'un électron, mais avec un signe positif, et une masse $4$ fois supérieure à la masse d'un atome d'hydrogène ;
Les rayons $β$ représentent un flux d'électrons ;
Les rayons $γ$ sont des ondes électromagnétiques de masse négligeable qui ne portent pas de charge électrique.

Par conséquent, l’atome a une structure complexe : il se compose d’un noyau et d’électrons chargés positivement.

Comment est structuré un atome ?

En 1910, à Cambridge, près de Londres, Ernest Rutherford et ses étudiants et collègues étudièrent la diffusion de particules $α$ traversant une fine feuille d'or et tombant sur un écran. Les particules alpha s'écartaient généralement de la direction d'origine d'un seul degré, confirmant apparemment l'uniformité et l'uniformité des propriétés des atomes d'or. Et soudain, les chercheurs ont remarqué que certaines particules $α$ changeaient brusquement la direction de leur trajectoire, comme si elles rencontraient une sorte d'obstacle.

En plaçant un écran devant la feuille, Rutherford a pu détecter même les rares cas où des particules $α$, réfléchies par des atomes d'or, volaient dans la direction opposée.

Les calculs ont montré que les phénomènes observés pourraient se produire si la masse entière de l'atome et toute sa charge positive étaient concentrées dans un minuscule noyau central. Il s'est avéré que le rayon du noyau est 100 000 fois plus petit que le rayon de l'atome entier, la région dans laquelle se trouvent les électrons chargés négativement. Si nous appliquons une comparaison figurative, alors le volume entier d'un atome peut être comparé au stade de Loujniki et le noyau peut être comparé à un ballon de football situé au centre du terrain.

Un atome de n’importe quel élément chimique est comparable à un petit système solaire. Par conséquent, ce modèle d’atome proposé par Rutherford est appelé planétaire.

Protons et neutrons

Il s'avère que le minuscule noyau atomique, dans lequel est concentrée toute la masse de l'atome, est constitué de deux types de particules : les protons et les neutrons.

Protons avoir une charge égale à la charge des électrons, mais de signe opposé $(+1)$, et une masse égale à la masse de l'atome d'hydrogène (elle est prise comme unité en chimie). Les protons sont désignés par le signe $↙(1)↖(1)p$ (ou $p+$). Neutrons ne portent pas de charge, ils sont neutres et ont une masse égale à la masse d'un proton, c'est-à-dire 1$. Les neutrons sont désignés par le signe $↙(0)↖(1)n$ (ou $n^0$).

Les protons et les neutrons sont appelés ensemble nucléons(de lat. noyau- cœur).

La somme du nombre de protons et de neutrons dans un atome s'appelle nombre de masse. Par exemple, le nombre de masse d’un atome d’aluminium est :

Puisque la masse de l’électron, qui est négligeable, peut être négligée, il est évident que la masse entière de l’atome est concentrée dans le noyau. Les électrons sont désignés comme suit : $e↖(-)$.

Puisque l’atome est électriquement neutre, il est également évident que que le nombre de protons et d'électrons dans un atome est le même. Il est égal au numéro atomique de l’élément chimique, qui lui est attribué dans le tableau périodique. Par exemple, le noyau d'un atome de fer contient 26 $ de protons et 26 $ d'électrons tournent autour du noyau. Comment déterminer le nombre de neutrons ?

Comme on le sait, la masse d’un atome est constituée de la masse des protons et des neutrons. Connaître le numéro de série de l'élément $(Z)$, c'est-à-dire le nombre de protons et le nombre de masse $(A)$, égal à la somme des nombres de protons et de neutrons, le nombre de neutrons $(N)$ peut être trouvé à l'aide de la formule :

Par exemple, le nombre de neutrons dans un atome de fer est :

$56 – 26 = 30$.

Le tableau présente les principales caractéristiques des particules élémentaires.

Caractéristiques de base des particules élémentaires.

Isotopes

Les variétés d’atomes du même élément qui ont la même charge nucléaire mais des nombres de masse différents sont appelées isotopes.

Mot isotope se compose de deux mots grecs : ISO- identique et topiques- place, signifie « occupant une place » (cellule) dans le tableau périodique des éléments.

Les éléments chimiques présents dans la nature sont un mélange d'isotopes. Ainsi, le carbone possède trois isotopes de masses $12, 13, 14$ ; oxygène - trois isotopes de masses $16, 17, 18, etc.

Habituellement, la masse atomique relative d'un élément chimique donnée dans le tableau périodique est la valeur moyenne des masses atomiques d'un mélange naturel d'isotopes d'un élément donné, en tenant compte de leur abondance relative dans la nature, donc les valeurs de atomique les masses sont bien souvent fractionnaires. Par exemple, les atomes de chlore naturels sont un mélange de deux isotopes - 35$ (il y en a 75%$ dans la nature) et 37$ (ils en contiennent 25%$ dans la nature) ; par conséquent, la masse atomique relative du chlore est de 35,5$. Les isotopes du chlore s'écrivent comme suit :

$↖(35)↙(17)(Cl)$ et $↖(37)↙(17)(Cl)$

Les propriétés chimiques des isotopes du chlore sont exactement les mêmes, tout comme les isotopes de la plupart des éléments chimiques, par exemple le potassium, l'argon :

$↖(39)↙(19)(K)$ et $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ et $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Cependant, les propriétés des isotopes de l'hydrogène varient considérablement en raison de l'augmentation multiple et spectaculaire de leur masse atomique relative ; ils ont même reçu des noms individuels et des symboles chimiques : protium - $↖(1)↙(1)(H)$ ; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$, ou $↖(2)↙(1)(D)$ ; tritium - $↖(3)↙(1)(H)$, ou $↖(3)↙(1)(T)$.

Nous pouvons désormais donner une définition moderne, plus rigoureuse et scientifique d’un élément chimique.

Un élément chimique est un ensemble d’atomes possédant la même charge nucléaire.

La structure des coques électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes

Considérons l'affichage des configurations électroniques des atomes d'éléments selon les périodes du système D.I. Mendeleev.

Éléments de la première période.

Les diagrammes de la structure électronique des atomes montrent la répartition des électrons à travers les couches électroniques (niveaux d'énergie).

Les formules électroniques des atomes montrent la répartition des électrons à travers les niveaux et sous-niveaux d’énergie.

Les formules électroniques graphiques des atomes montrent la répartition des électrons non seulement entre les niveaux et sous-niveaux, mais également entre les orbitales.

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

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

Éléments de la deuxième période.

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

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

Éléments de la troisième période.

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

La structure des coques électroniques des atomes des éléments de la troisième période.

L'atome de magnésium termine son orbitale électronique de 3,5$. $Na$ et $Mg$ sont des éléments $s$.

Dans l'aluminium et les éléments suivants, le sous-niveau $3d$ est rempli d'électrons.

$↙(18)(Ar)$Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

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

Tous les éléments de $Al$ à $Ar$ sont $р$ -éléments.

$s-$ et $p$ -éléments formulaire principaux sous-groupes dans le tableau périodique.

Éléments de la quatrième période.

Les atomes de potassium et de calcium ont une quatrième couche électronique et le sous-niveau $4s$ est rempli, car il a une énergie inférieure à celle du sous-niveau $3d$. Pour simplifier les formules électroniques graphiques des atomes des éléments de la quatrième période :

Notons la formule électronique graphique conventionnelle de l'argon comme suit : $Ar$ ;
Nous ne décrirons pas les sous-niveaux qui ne sont pas remplis dans ces atomes.

K$, Ca$ - $s$ -éléments, inclus dans les principaux sous-groupes. Pour les atomes de $Sc$ à $Zn$, le sous-niveau 3d est rempli d'électrons. Ce sont des éléments $3d$. Ils sont inclus dans sous-groupes latéraux, leur couche électronique externe est remplie, ils sont classés comme éléments de transition.

Faites attention à la structure des coques électroniques des atomes de chrome et de cuivre. Dans ceux-ci, un électron « échoue » du sous-niveau $4s-$ au sous-niveau $3d$, ce qui s'explique par la plus grande stabilité énergétique des configurations électroniques $3d^5$ et $3d^(10)$ résultantes :

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Symbole de l'élément, numéro de série, nom	Schéma de structure électronique	Formule électronique	Formule électronique graphique
$↙(19)(K)$ Potassium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Calcium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titane		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanadium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ ou $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ ou $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$Zinc		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ ou $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ ou $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Krypton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ ou $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

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

Dans les éléments suivant le zinc, la quatrième couche électronique, le sous-niveau $4p$, continue d'être remplie. Éléments de $Ga$ à $Кr$ - $р$ -éléments.

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

Pour les éléments de la cinquième période, les sous-niveaux sont renseignés dans l'ordre suivant : $5s → 4d → 5p$. Et il existe aussi des exceptions associées à la « défaillance » des électrons dans $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46 ) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ apparaît dans les sixième et septième périodes -éléments, c'est à dire. éléments pour lesquels les sous-niveaux $4f-$ et $5f$ de la troisième couche électronique extérieure sont remplis, respectivement.

$4f$ -éléments appelé les lanthanides.

$5f$ -éléments appelé actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période : éléments $↙(55)Cs$ et $↙(56)Ba$ - $6s$ ; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-élément ; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-éléments ; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-éléments ; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-éléments. Mais ici aussi, il y a des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est violé, ce qui, par exemple, est associé à une plus grande stabilité énergétique des sous-niveaux $f$ à moitié et complètement remplis, c'est-à-dire $nf^7$ et $nf^(14)$.

En fonction du sous-niveau de l'atome qui est rempli d'électrons en dernier, tous les éléments, comme vous l'avez déjà compris, sont divisés en quatre familles d'électrons, ou blocs :

$s$ -éléments; le sous-niveau $s$ du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; Les éléments $s$ comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II ;
$p$ -éléments; le sous-niveau $p$ du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; Les éléments $p$ incluent les éléments des principaux sous-groupes des groupes III à VIII ;
$d$ -éléments; le sous-niveau $d$ du niveau pré-externe de l'atome est rempli d'électrons ; Les éléments $d$ incluent les éléments des sous-groupes secondaires des groupes I à VIII, c'est-à-dire éléments de décennies intercalaires de grandes périodes situées entre les éléments $s-$ et $p-$. On les appelle aussi éléments de transition ;
$f$ -éléments; les électrons remplissent le sous-niveau $f-$ du troisième niveau externe de l'atome ; ceux-ci incluent les lanthanides et les actinides.

Configuration électronique d'un atome. États fondamentaux et excités des atomes

Le physicien suisse W. Pauli a découvert en 1925 que un atome ne peut pas avoir plus de deux électrons sur une orbitale, ayant des dos opposés (antiparallèles) (traduit de l'anglais par fuseau), c'est-à-dire possédant des propriétés qui peuvent être classiquement imaginées comme la rotation d'un électron autour de son axe imaginaire dans le sens des aiguilles d'une montre ou dans le sens inverse. Ce principe est appelé Principe de Pauli.

S’il y a un électron sur une orbitale, on l’appelle non apparié, si deux, alors ceci électrons appariés, c'est à dire. électrons de spins opposés.

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

$s-$ Orbital, comme vous le savez déjà, a une forme sphérique. L'électron de l'atome d'hydrogène $(n = 1)$ est situé dans cette orbitale et n'est pas apparié. Pour cette raison, il formule électronique, ou configuration électronique, s'écrit ainsi : $1s^1$. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est indiqué par le chiffre devant la lettre $(1...)$, la lettre latine désigne le sous-niveau (type d'orbitale), et le chiffre écrit à droite au-dessus du La lettre (sous forme d'exposant) indique le nombre d'électrons dans le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium He, qui a deux électrons appariés dans une orbitale $s-$, cette formule est : $1s^2$. La couche électronique de l’atome d’hélium est complète et très stable. L'hélium est un gaz rare. Au deuxième niveau d'énergie $(n = 2)$, il y a quatre orbitales, une $s$ et trois $p$. Les électrons de l'orbitale $s$ du deuxième niveau (orbitale $2s$) ont une énergie plus élevée, car sont à une plus grande distance du noyau que les électrons de l'orbitale $1s$ $(n = 2)$. En général, pour chaque valeur de $n$, il existe une $s-$orbitale, mais avec une réserve correspondante d'énergie électronique sur celle-ci et, par conséquent, avec un diamètre correspondant, augmentant à mesure que la valeur de $n$ augmente. s-$Orbital, comme vous le savez déjà, a une forme sphérique. L'électron de l'atome d'hydrogène $(n = 1)$ est situé dans cette orbitale et n'est pas apparié. Ainsi, sa formule électronique, ou configuration électronique, s'écrit comme suit : $1s^1$. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est indiqué par le chiffre devant la lettre $(1...)$, la lettre latine désigne le sous-niveau (type d'orbitale), et le chiffre écrit à droite au-dessus du La lettre (sous forme d'exposant) indique le nombre d'électrons dans le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium $He$, qui a deux électrons appariés dans une seule $s-$orbitale, cette formule est : $1s^2$. La couche électronique de l’atome d’hélium est complète et très stable. L'hélium est un gaz rare. Au deuxième niveau d'énergie $(n = 2)$, il y a quatre orbitales, une $s$ et trois $p$. Les électrons des orbitales $s-$ du deuxième niveau (orbitales $2s$) ont une énergie plus élevée, car sont à une plus grande distance du noyau que les électrons de l'orbitale $1s$ $(n = 2)$. En général, pour chaque valeur de $n$, il existe une $s-$orbitale, mais avec une réserve correspondante d'énergie électronique sur celle-ci et, par conséquent, avec un diamètre correspondant, augmentant à mesure que la valeur de $n$ augmente.

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

Pour les éléments de la deuxième période $(n = 2)$, une première orbitale $s$ est remplie, puis trois orbitales $p$ ; formule électronique $Li : 1s^(2)2s^(1)$. L'électron $2s^1$ est plus faiblement lié au noyau de l'atome, donc l'atome de lithium peut facilement l'abandonner (comme vous vous en souvenez évidemment, ce processus est appelé oxydation), se transformant en un ion lithium $Li^+$ .

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

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

Pour les éléments de la troisième période, les orbitales $3s-$ et $3p$ sont respectivement remplies. Cinq orbitales $d$ du troisième niveau restent gratuites :

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

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

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Pour les éléments de grandes périodes (quatrième et cinquième), les deux premiers électrons occupent respectivement les orbitales $4s-$ et $5s$ : $↙(19)K 2, 8, 8, 1 ;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. À partir du troisième élément de chaque période majeure, les dix électrons suivants iront respectivement aux orbitales $3d-$ et $4d-$ précédentes (pour les éléments des sous-groupes latéraux) : $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. En règle générale, lorsque le sous-niveau $d$ précédent est rempli, le sous-niveau $р-$ extérieur ($4р-$ et $5р-$, respectivement) commencera à être rempli : $↙(33)Comme 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Pour les éléments de grandes périodes - le sixième et le septième incomplet - les niveaux et sous-niveaux électroniques sont généralement remplis d'électrons, comme ceci : les deux premiers électrons entrent dans le sous-niveau $s-$ externe : $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; l'électron suivant (pour $La$ et $Ca$) au sous-niveau $d$ précédent : $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ et $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Ensuite, les 14$ suivants iront au troisième niveau d'énergie externe, respectivement aux orbitales $4f$ et $5f$ des lanthanides et des actinides : $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ; $ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Ensuite, le deuxième niveau d'énergie externe ($d$-sous-niveau) des éléments des sous-groupes latéraux recommencera à se construire : $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. Et enfin, ce n'est qu'une fois que le sous-niveau $d$ sera complètement rempli de dix électrons que le sous-niveau $p$ sera à nouveau rempli : $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Très souvent, la structure des coques électroniques des atomes est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - ce qu'on appelle formules électroniques graphiques. Pour cette notation, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; Chaque électron est indiqué par une flèche correspondant à la direction du spin. Lorsque vous rédigez une formule électronique graphique, vous devez vous rappeler deux règles : Principe de Pauli, selon lequel il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une cellule (orbitale), mais avec des spins antiparallèles, et Règle de F. Hund, selon lequel les électrons occupent d'abord les cellules libres une par une et ont la même valeur de spin, et ensuite seulement par paires, mais les spins, selon le principe de Pauli, seront dans des directions opposées.

Objectif de la leçon : Former les élèves sur la structure de la couche électronique d'un atome en utilisant l'exemple des éléments chimiques des périodes 1 à 3 du tableau périodique. Renforcer les notions de « droit périodique » et de « système périodique ».

Objectifs du cours : Apprendre à composer des formules électroniques d'atomes, identifier les éléments par leurs formules électroniques, déterminer la composition d'un atome.

Équipement : Tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleev, tableau noir, projecteur multimédia, ordinateur personnel, mise en page et présentation « Établir des formules électroniques pour la structure des atomes ».

Type de cours : combiné

Méthodes : verbale, visuelle.

Pendant les cours

I. Moment organisationnel.

Salutations. Marquage des absents. Activer la classe pour apprendre un nouveau sujet.

L'enseignant parle et écrit le sujet de la leçon au tableau « Structure des couches électroniques de l'atome ».

II. Explication du nouveau matériel

Professeur: Au début du XXe siècle, il a été adopté modèle planétaire de la structure atomique, proposé par Rutherford, selon lequel les électrons se déplacent autour d'un très petit noyau chargé positivement, comme les planètes autour du Soleil. ( Présentation. Diapositive 1. modèle de Rutherford).

Par conséquent, dans un atome, il existe des trajectoires le long desquelles l’électron se déplace. Cependant, des recherches plus approfondies ont montré qu’il n’existe aucune trajectoire de mouvement des électrons dans un atome. Un mouvement sans trajectoire signifie que nous ne savons pas comment l’électron se déplace dans l’atome, mais nous pouvons déterminer la région où l’électron est le plus susceptible de se produire. Ce n'est plus une orbite, mais une orbitale . En se déplaçant autour d’un atome, les électrons se combinent pour le former couche électronique.

Voyons comment les électrons se déplacent autour du noyau ? Au hasard ou dans un certain ordre ? Recherche Niels Bohr- le fondateur de la physique atomique moderne, ainsi qu'un certain nombre d'autres scientifiques, nous ont permis de conclure : les électrons des atomes sont disposés dans certaines couches - coquilles et dans un certain ordre.

La structure des coques électroniques des atomes est importante pour la chimie, car ce sont les électrons qui déterminent les propriétés chimiques des substances. La caractéristique la plus importante du mouvement d'un électron sur une certaine orbitale est l'énergie de sa liaison avec le noyau. Les électrons d'un atome diffèrent par une certaine énergie et, comme le montrent les expériences, certains sont plus fortement attirés vers le noyau, d'autres moins. Cela s'explique par la distance entre les électrons et le noyau. Plus les électrons sont proches du noyau, plus leur connexion avec le noyau est forte, mais moins ils ont d'énergie. À mesure que l'on s'éloigne du noyau d'un atome, la force d'attraction d'un électron vers le noyau diminue et la réserve d'énergie augmente. C'est ainsi qu'ils se forment couches électroniques dans la couche électronique d'un atome. Les électrons avec des valeurs d'énergie similaires forment une seule couche d'électrons, ou énergique niveau. L'énergie des électrons dans un atome et le niveau d'énergie sont déterminés par le nombre quantique principal n et prend les valeurs entières 1, 2, 3, 4, 5, 6 et 7. Plus la valeur de n est grande, plus l'énergie de l'électron dans l'atome est grande. Le nombre maximum d'électrons pouvant se trouver à un niveau d'énergie particulier est déterminé par la formule :

Où N– nombre maximum d'électrons par niveau ;

n – numéro du niveau d’énergie.

Il a été établi que la première couche ne contient pas plus de deux électrons, la deuxième – pas plus de huit, la troisième – pas plus de 18 et la quatrième – pas plus de 32. Nous n'envisagerons pas le remplissage de couches plus éloignées. . On sait que le niveau d’énergie externe ne peut contenir plus de huit électrons ; on l’appelle complété. Les couches électroniques qui ne contiennent pas le nombre maximum d'électrons sont appelées inachevé.

Le nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe de la couche électronique d'un atome est égal au numéro de groupe des éléments chimiques des sous-groupes principaux.

Comme dit précédemment, un électron ne se déplace pas sur une orbite, mais sur une orbitale et n’a pas de trajectoire.

L'espace autour du noyau où il est le plus susceptible de se trouver L'électron est appelé l'orbitale de l'électron ou le nuage d'électrons.

Les orbitales, ou sous-niveaux, comme on les appelle aussi, peuvent avoir des formes différentes, et leur nombre correspond au numéro du niveau, mais ne dépasse pas quatre. Le premier niveau d'énergie a un sous-niveau ( s), deuxième – deux ( s,p), troisième – trois ( s, p, d) etc. Les électrons de différents sous-niveaux d'un même niveau ont différentes formes de nuage d'électrons : sphérique(s), en forme d'haltère (p) et configuration plus complexe (d) et (f). Les scientifiques ont convenu d'appeler l'orbitale atomique sphérique s-orbital. C'est le plus stable et il est situé assez près du noyau.

Plus l'énergie d'un électron dans un atome est grande, plus il tourne vite, plus sa zone de résidence s'étire et se transforme finalement en un haltère. p-orbital:

Un nuage électronique de cette forme peut occuper un atome trois postes le long des axes de coordonnées spatiales X, oui Et z. Cela s'explique facilement : après tout, tous les électrons sont chargés négativement, donc les nuages d'électrons se repousser et efforcez-vous de vous situer le plus loin possible les uns des autres.

Donc, p Il peut y avoir trois orbitales. Leur énergie est bien sûr la même, mais leur localisation dans l’espace est différente.

Établir un schéma du remplissage séquentiel des niveaux d'énergie avec des électrons

Nous pouvons maintenant dresser un schéma de la structure des coquilles électroniques des atomes :

Nous déterminons le nombre total d'électrons sur la coquille par le numéro atomique de l'élément.
Nous déterminons le nombre de niveaux d'énergie dans la couche électronique. Leur nombre est égal au numéro de la période du tableau de D.I. Mendeleïev dans laquelle se trouve l’élément.
Déterminez le nombre d’électrons à chaque niveau d’énergie.
En utilisant des chiffres arabes pour indiquer le niveau et en désignant les orbitales avec les lettres s et p, et le nombre d'électrons d'une orbitale donnée avec le chiffre arabe en haut à droite de la lettre, nous représentons la structure des atomes avec des formules électroniques plus complètes. . Les scientifiques se sont mis d'accord pour désigner chaque orbitale atomique cellule quantique- carré sur diagramme énergétique:

Sur s -le sous-niveau peut être un orbitale atomique

et sur p- leur sous-niveau est peut-être déjà trois -

(selon trois axes de coordonnées) :

Orbitales d– Et F- le sous-niveau d'un atome est peut-être déjà cinq Et Sept respectivement:

Le noyau d’un atome d’hydrogène a une charge de +1, il n’y a donc qu’un seul électron se déplaçant autour de son noyau à un seul niveau d’énergie. Écrivons la configuration électronique de l'atome d'hydrogène

Pour établir le lien entre la structure de l'atome d'un élément chimique et ses propriétés, considérons plusieurs autres éléments chimiques.

L’élément suivant après l’hydrogène est l’hélium. Le noyau d'un atome d'hélium a une charge de +2, donc l'atome d'hélium contient deux électrons dans le premier niveau d'énergie :

Puisque le premier niveau d’énergie ne peut contenir plus de deux électrons, on considère complété.

Élément n°3 – lithium. Le noyau de lithium a une charge de +3, il y a donc trois électrons dans l'atome de lithium. Deux d’entre eux se trouvent dans le premier niveau d’énergie et le troisième électron commence à remplir le deuxième niveau d’énergie. Tout d'abord, l'orbitale s du premier niveau est remplie, puis l'orbitale s du deuxième niveau. L’électron situé au deuxième niveau est lié au noyau plus faiblement que les deux autres.

Pour l'atome de carbone, on peut déjà supposer trois schémas possibles pour remplir les couches électroniques conformément aux formules graphiques électroniques :

L'analyse du spectre atomique montre que ce dernier schéma est correct. En utilisant cette règle, il n'est pas difficile d'établir un schéma de la structure électronique de l'atome d'azote :

Ce schéma correspond à la formule 1s 2 2s 2 2p 3. Ensuite, le placement des électrons par paires dans les orbitales 2p commence. Formules électroniques des atomes restants de la deuxième période :

L’atome de néon finit de remplir le deuxième niveau d’énergie et la construction de la deuxième période du système d’éléments est achevée.

Trouvez le signe chimique du lithium dans le tableau périodique ; du lithium au néon Ne, la charge des noyaux atomiques augmente naturellement. La deuxième couche se remplit progressivement d'électrons. À mesure que le nombre d'électrons dans la deuxième couche augmente, les propriétés métalliques des éléments s'affaiblissent progressivement et sont remplacées par des propriétés non métalliques.

La troisième période, comme la seconde, commence avec deux éléments (Na, Mg), dans lesquels les électrons sont situés au sous-niveau s de la couche électronique externe. Viennent ensuite six éléments (de Al à Ar), dans lesquels est formé le sous-niveau p de la couche électronique externe. La structure de la couche électronique externe des éléments correspondants des deuxième et troisième périodes s'avère similaire. En d’autres termes, à mesure que la charge du noyau augmente, la structure électronique des couches externes des atomes se répète périodiquement. Si les éléments ont des niveaux d’énergie externes disposés de manière identique, alors les propriétés de ces éléments sont similaires. Par exemple, l'argon et le néon contiennent chacun huit électrons au niveau externe et sont donc inertes, c'est-à-dire qu'ils n'entrent pratiquement pas dans des réactions chimiques. Sous leur forme libre, l'argon et le néon sont des gaz dotés de molécules monoatomiques.

Les atomes de lithium, de sodium et de potassium contiennent chacun un électron dans leur enveloppe externe et ont des propriétés similaires, c'est pourquoi ils sont placés dans le même groupe du tableau périodique.

III. Conclusions.

1. Les propriétés des éléments chimiques, classées par ordre de charge nucléaire croissante, se répètent périodiquement, car la structure des niveaux d'énergie externes des atomes des éléments se répète périodiquement.

2. Un changement progressif des propriétés des éléments chimiques au cours d'une période peut s'expliquer par une augmentation progressive du nombre d'électrons au niveau d'énergie externe.

3. La similitude des propriétés des éléments chimiques appartenant à une famille est due à la structure identique des niveaux d'énergie externes de leurs atomes.

IV. Consolidation du nouveau matériel.

Devoir de classe :

1. Dessinez la structure des atomes des éléments suivants :

a) sodium;
b) le silicium

2. Comparez la structure des atomes d’azote et de phosphore.

3. À l'aide des données sur la distribution des électrons de valence, trouvez l'élément :

a) 1s 2 2s 1
b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
d) 1s 2 2s 2 2p 4
e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

4. À l'aide de la présentation informatique « Compilation de formules électroniques pour la structure des atomes », composez des formules électroniques pour les atomes de a) azote ; b) soufre .

5. À l'aide du schéma « Élaboration de formules électroniques pour la structure des atomes » formules électroniques des atomes : a) magnésium ; b) l'oxygène.

V. Devoirs : § 8, page. 28-33.

Dessinez des schémas de la structure des coques électroniques des atomes : bore, chlore, lithium, aluminium.

Schéma de la structure des coques électroniques des atomes d'un élément chimique. La structure des coques électroniques d'un atome : qu'est-ce qu'un neutron, un proton et un électron. Que sont les isotopes

Par exemple, le tableau ci-dessous montre la composition possible des atomes :

Graphiquement, une orbitale atomique est généralement représentée par une cellule carrée :

Vous trouverez ci-dessous les formules électroniques des 36 premiers éléments du tableau périodique par D.I. Mendeleïev.

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) "."

La structure des coques électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes : $s-$, $p-$ et $d-$elements. Configuration électronique d'un atome. États fondamentaux et excités des atomes

Électrons

État des électrons dans un atome

Noyau atomique

Protons et neutrons

Isotopes

La structure des coques électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes

Configuration électronique d'un atome. États fondamentaux et excités des atomes

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Par exemple, le tableau ci-dessous montre la composition possible des atomes :

Graphiquement, une orbitale atomique est généralement représentée par une cellule carrée :

Vous trouverez ci-dessous les formules électroniques des 36 premiers éléments du tableau périodique par D.I. Mendeleïev.

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) "."

La structure des coques électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes : $s-$, $p-$ et $d-$elements. Configuration électronique d'un atome. États fondamentaux et excités des atomes

Électrons

État des électrons dans un atome

Noyau atomique

Protons et neutrons

Isotopes

La structure des coques électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes

Configuration électronique d'un atome. États fondamentaux et excités des atomes

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