1 structure de l’atome. Chimie (Structure atomique) (présentation). Structure du noyau d'un atome : protons et neutrons

Conférence: Structure des coques électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes : éléments s, p et d

Structure atomique

Le XXe siècle est l’époque de l’invention du « modèle de structure atomique ». A partir de la structure fournie, il a été possible de développer l'hypothèse suivante : autour d'un noyau suffisamment petit en volume et en taille, les électrons effectuent des mouvements similaires au mouvement des planètes autour du Soleil. Une étude ultérieure de l’atome a montré que l’atome lui-même et sa structure sont beaucoup plus complexes qu’on ne l’avait établi auparavant. Et à l'heure actuelle, malgré les énormes possibilités dans le domaine scientifique, l'atome n'a pas été pleinement exploré. Les composants tels que les atomes et les molécules sont considérés comme des objets microscopiques. Par conséquent, une personne n’est pas en mesure d’examiner ces pièces par elle-même. Dans ce monde, des lois et des règles complètement différentes sont établies, différentes du macrocosme. Sur cette base, l'étude de l'atome est réalisée à l'aide de son modèle.

Chaque atome se voit attribuer un numéro de série, fixé dans tableau périodique Mendeleïeva D.I. Par exemple, le numéro de série de l’atome de phosphore (P) est 15.

Ainsi, un atome est constitué de protons (p + ) , neutrons (n 0 ) Et électrons (e - ). Les protons et les neutrons forment le noyau d'un atome ; il a une charge positive. Et les électrons se déplaçant autour du noyau « construisent » la couche électronique de l’atome, qui a une charge négative.

Combien d’électrons y a-t-il dans un atome ? C'est facile à découvrir. Il suffit de regarder le numéro de série de l'élément dans le tableau.

Ainsi, le nombre d’électrons du phosphore est égal à 15 . Le nombre d’électrons contenus dans la coquille d’un atome est strictement égal au nombre de protons contenus dans le noyau. Cela signifie qu'il y a aussi des protons dans le noyau de l'atome de phosphore. 15 .

La masse des protons et des neutrons qui composent la masse du noyau d’un atome est la même. Et les électrons sont 2 000 fois plus petits. Cela signifie que toute la masse de l’atome est concentrée dans le noyau, la masse des électrons est négligée. Nous pouvons également connaître la masse du noyau d’un atome à partir du tableau. Voir l'image du phosphore dans le tableau. Ci-dessous, nous voyons la désignation 30,974 - c'est la masse du noyau de phosphore, sa masse atomique. Lors de l'enregistrement, nous arrondissons ce chiffre. Sur la base de ce qui précède, nous écrivons la structure de l’atome de phosphore comme suit :

(la charge nucléaire est écrite en bas à gauche - 15, en haut à gauche la valeur arrondie de la masse atomique est 31).

Noyau de l'atome de phosphore :

(en bas à gauche on écrit la charge : les protons ont une charge égale à +1, et les neutrons ne sont pas chargés, c'est-à-dire charge 0 ; en haut à gauche, la masse d'un proton et d'un neutron est égale à 1 - un unité conventionnelle de masse atomique ; la charge du noyau d'un atome est égale au nombre de protons dans le noyau, ce qui signifie p = 15, et le nombre de neutrons doit être calculé : à partir de masse atomique soustraire la charge, c'est-à-dire 31 – 15 = 16).

La couche électronique de l'atome de phosphore comprend 15 des électrons chargés négativement équilibrant les protons chargés positivement. Un atome est donc une particule électriquement neutre.

Niveaux d'énergie

Fig. 1

Ensuite, nous devons examiner en détail comment les électrons sont répartis dans un atome. Leur mouvement n’est pas chaotique, mais est soumis à un ordre précis. Certains des électrons disponibles sont attirés vers le noyau avec suffisamment grande force, tandis que d'autres, au contraire, sont faiblement attirés. La cause profonde de ce comportement des électrons réside dans divers degrés distance des électrons au noyau. Autrement dit, un électron situé plus près du noyau deviendra plus fortement interconnecté avec celui-ci. Ces électrons ne peuvent tout simplement pas être détachés de la couche électronique. Plus un électron est éloigné du noyau, plus il est facile de le « retirer » de sa coquille. De plus, la réserve d’énergie d’un électron augmente à mesure qu’il s’éloigne du noyau d’un atome. L'énergie d'un électron est déterminée par le nombre quantique principal n, égal à tout nombre naturel (1,2,3,4...). Les électrons ayant la même valeur n forment une couche électronique, comme s’ils se séparaient des autres électrons se déplaçant à distance. La figure 1 montre les couches électroniques contenues dans la couche électronique, au centre du noyau de l'atome.

Vous pouvez voir comment le volume de la couche augmente à mesure que vous vous éloignez du noyau. Ainsi, plus la couche est éloignée du noyau, plus elle contient d’électrons.

La couche électronique contient des électrons ayant des niveaux d’énergie similaires. Pour cette raison, ces couches sont souvent appelées niveaux d’énergie. Combien de niveaux un atome peut-il contenir ? Le nombre de niveaux d'énergie est égal au numéro de période dans le tableau périodique de D.I. dans lequel se trouve l'élément. Par exemple, le phosphore (P) se trouve dans la troisième période, ce qui signifie que l’atome de phosphore a trois niveaux d’énergie.

Riz. 2

Comment connaître le nombre maximum d'électrons situés sur une couche électronique ? Pour ce faire, nous utilisons la formule Nmax = 2n 2 , où n est le numéro de niveau.

Nous constatons que le premier niveau ne contient que 2 électrons, le deuxième – 8, le troisième – 18, le quatrième – 32.

Chaque niveau d'énergie contient des sous-niveaux. Leurs désignations de lettres : s-, p-, d- Et F-. Regardez la fig. 2 :

Les niveaux d'énergie sont indiqués par différentes couleurs et les sous-niveaux sont indiqués par des rayures de différentes épaisseurs.

Le sous-niveau le plus fin est désigné par la lettre s. 1s est la sous-couche s du premier niveau, 2s est la sous-couche s du deuxième niveau, et ainsi de suite.

Un sous-niveau p est apparu au deuxième niveau d'énergie, un sous-niveau d est apparu au troisième et un sous-niveau f est apparu au quatrième.

Rappelez-vous le motif que vous avez vu : le premier niveau d'énergie comprend un sous-niveau s, le deuxième deux sous-niveaux s et p, le troisième trois sous-niveaux s, p et d et le quatrième niveau quatre sous-niveaux s, p, d et f. .

Sur Le sous-niveau s ne peut contenir que 2 électrons, le sous-niveau p peut avoir un maximum de 6 électrons, le sous-niveau d peut avoir 10 électrons et le sous-niveau f peut avoir jusqu'à 14 électrons.

Orbitales électroniques

La région (l'endroit) où un électron peut être localisé est appelée nuage d'électrons ou orbitale. Gardez à l’esprit que nous parlons de l’emplacement probable de l’électron, puisque la vitesse de son mouvement est des centaines de milliers de fois supérieure à la vitesse de l’aiguille de la machine à coudre. Graphiquement, cette zone est représentée par une cellule :

Une cellule peut contenir deux électrons. À en juger par la figure 2, nous pouvons conclure que le sous-niveau s, qui ne comprend pas plus de deux électrons, ne peut contenir qu'une seule orbitale s et est désigné par une cellule ; Le sous-niveau p a trois orbitales p (3 cellules), le sous-niveau d a cinq orbitales d (5 cellules) et le sous-niveau f a sept orbitales f (7 cellules).

La forme de l'orbitale dépend de nombre quantique orbital (l - el) atome. Niveau d'énergie atomique, provenant de s– orbitale ayant je= 0. L'orbitale indiquée est sphérique. Aux niveaux suivants s- des orbitales se forment p– des orbitales avec je = 1. P.- les orbitales ressemblent à la forme d'un haltère. Il n’existe que trois orbitales ayant cette forme. Chaque orbitale possible ne contient pas plus de 2 électrons. Viennent ensuite plus structure complexe d-orbitales ( je= 2), et derrière eux F-orbitales ( je = 3).

Riz. 3 Forme orbitale

Les électrons sur les orbitales sont représentés par des flèches. Si les orbitales contiennent chacune un électron, alors elles sont unidirectionnelles - avec une flèche vers le haut :

S'il y a deux électrons dans l'orbitale, alors ils ont deux directions : flèche vers le haut et flèche vers le bas, c'est-à-dire les électrons sont multidirectionnels :

Cette structure d'électrons est appelée valence.

Il existe trois conditions pour remplir les orbitales atomiques d’électrons :

1 condition : Le principe de l'énergie minimale. Le remplissage des orbitales commence à partir du sous-niveau qui a le minimum d'énergie. Selon ce principe, les sous-niveaux sont remplis dans l'ordre suivant : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 1 4f 14... Comme on le voit, dans Dans certains cas, l'électron est énergétiquement plus favorable et prend place dans un sous-niveau du niveau supérieur, bien que le sous-niveau du niveau inférieur ne soit pas rempli. Par exemple, la configuration de valence d'un atome de phosphore ressemble à ceci :

Riz. 4

Condition 2 : Le principe de Pauli. Une orbitale comprend 2 électrons (paire d'électrons) et pas plus. Mais il est aussi possible de ne contenir qu’un seul électron. C'est ce qu'on appelle non apparié.

Condition 3 : La règle de Hund. Chaque orbitale d'un sous-niveau est d'abord remplie d'un électron, puis un deuxième électron leur est ajouté. Dans la vie, nous avons vu une situation similaire lorsque des passagers de bus inconnus occupent d'abord tous les sièges libres un par un, puis s'assoient par deux.

Configuration électronique d'un atome dans les états fondamental et excité

L'énergie d'un atome dans l'état fondamental est la plus faible. Si les atomes commencent à recevoir de l'énergie de l'extérieur, par exemple lorsqu'une substance est chauffée, ils passent alors de l'état fondamental à l'état excité. Cette transition est possible en présence d’orbitales libres dans lesquelles les électrons peuvent se déplacer. Mais c'est temporaire, abandonnant de l'énergie, l'atome excité retourne à son état fondamental.

Consolidons les connaissances acquises avec un exemple. Considérons la configuration électronique, c'est-à-dire concentration d'électrons dans les orbitales de l'atome de phosphore dans le sol (état non excité). Regardons à nouveau la Fig. 4. Rappelons donc que l'atome de phosphore a trois niveaux d'énergie, qui sont représentés par des demi-arcs : +15)))

Répartissons les 15 électrons disponibles dans ces trois niveaux d'énergie :

De telles formules sont appelées configurations électroniques. Il existe également des graphiques électroniques qui illustrent le placement des électrons à l'intérieur des niveaux d'énergie. La configuration graphique électronique du phosphore ressemble à ceci : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 (ici les grands nombres sont les nombres de niveaux d'énergie, les lettres sont les sous-niveaux, et les petits nombres sont le nombre d'électrons du sous-niveau ; si vous les additionnez, vous obtenez le nombre 15).

Dans l’état excité de l’atome de phosphore, 1 électron se déplace de l’orbitale 3s à l’orbitale 3d, et la configuration ressemble à ceci : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3j 1 .

Électrons

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

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, Stoney proposa d’appeler ces particules électrons, ce 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 égale à une (-1). Thomson a même réussi à déterminer la vitesse de l'électron (la vitesse de l'électron sur l'orbite est inversement proportionnelle au numéro d'orbite n. Les rayons des orbites augmentent proportionnellement au carré du numéro d'orbite. Dans la première orbite du atome d'hydrogène (n=1 ; Z=1) la vitesse est ≈ 2,2·106 m/ s, soit environ cent fois inférieure à la vitesse de la lumière c = 3·108 m/s) et la masse de l'électron (c'est presque 2000 fois moins que la masse de l'atome d'hydrogène).

État des électrons dans un atome

L'état d'un électron dans un atome est compris comme un ensemble d'informations sur l'énergie d'un électron particulier et l'espace dans lequel il se trouve. Un électron dans un atome n'a pas de trajectoire de mouvement, c'est-à-dire on peut seulement parler de la probabilité de le trouver dans l'espace autour du noyau.

Il peut être localisé dans n'importe quelle partie de cet espace entourant le noyau, et l'ensemble de ses différentes positions est considéré comme un nuage électronique avec une certaine densité de charge négative. 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 sous forme de points. 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 il y aurait le plus de ces points.

Espace autour noyau atomique, dans laquelle l’électron est le plus susceptible de se trouver, est appelée une orbitale. Il contient environ 90 % de cloud électronique, ce qui signifie qu'environ 90 % du temps, l'électron se trouve dans cette partie de l'espace. Ils se distinguent par leur forme 4 types d'orbitales actuellement connus, qui sont désignés par le latin lettres s, p, d et f. Image graphique Certaines formes d’orbitales électroniques sont illustrées sur la figure.

La caractéristique la plus importante du mouvement d’un électron sur une certaine orbitale est énergie de sa connexion avec le noyau. Les électrons avec des valeurs d'énergie similaires forment une seule 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, indiquant le numéro du niveau d'énergie, est appelé 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. Par rapport aux électrons du premier niveau, les électrons des niveaux suivants seront caractérisés par une grande réserve d’énergie. Par conséquent, les électrons du niveau externe sont les moins étroitement liés au noyau atomique.

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

N = 2n 2 ,

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.

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 a un sous-niveau ; le deuxième - deux ; troisième - trois ; quatrième - quatre sous-niveaux. Les sous-niveaux, à leur tour, sont formés par des orbitales. Chaque valeurn correspond au nombre d'orbitales égal à n.

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

Protons et neutrons

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

Le noyau atomique, dans lequel est concentrée toute la masse de l'atome, est constitué de particules de deux types - protons et neutrons.

Les protons ont une charge égale à la charge des électrons, mais de signe opposé (+1), et une masse égale à la masse d'un atome d'hydrogène (elle est considérée comme une en chimie). Les neutrons ne portent aucune charge, ils sont neutres et ont une masse égale à la masse d'un proton.

Les protons et les neutrons sont appelés ensemble nucléons (du latin noyau - noyau). La somme du nombre de protons et de neutrons dans un atome est appelée nombre de masse.. Par exemple, le nombre de masse d’un atome d’aluminium est :

13 + 14 = 27

nombre de protons 13, nombre de neutrons 14, nombre de masse 27

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 e - .

Depuis l'atome électriquement neutre, alors il est également évident que le nombre de protons et d’électrons dans un atome est le même. Il est égal au numéro d'ordre de l'élément chimique qui lui est attribué dans Tableau périodique. La masse d'un atome est constituée de la masse des protons et des neutrons. Connaissant le numéro atomique de l'élément (Z), c'est-à-dire le nombre de protons, et le nombre de masse (A), égal à la somme nombre de protons et de neutrons, vous pouvez trouver le nombre de neutrons (N) à l'aide de la formule :

N = A-Z

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

56 — 26 = 30

Isotopes

Les variétés d'atomes du même élément qui ont la même charge nucléaire mais des nombres de masse différents sont appelées isotopes. 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. La masse atomique relative d'un élément chimique habituellement 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 leur abondance relative dans la nature. Propriétés chimiques Les isotopes de la plupart des éléments chimiques sont exactement les mêmes. 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 été assignés noms individuels et signes chimiques.

Éléments de la première période

Schéma de la structure électronique de l'atome d'hydrogène :

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

Formule électronique graphique de l'atome d'hydrogène (montre la répartition des électrons par 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 électrons. L'hydrogène et l'hélium sont des éléments s ; L'orbitale s de ces atomes est remplie d'électrons.

Pour tous les éléments de la 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 aux règles de Pauli et Hund.

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

Pour les atomes des 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.

L’atome de magnésium termine son orbitale électronique 3s. Na et Mg sont des éléments s.

Dans l’aluminium et les éléments ultérieurs, le sous-niveau 3p est rempli d’électrons.

Les éléments de la troisième période ont des orbitales 3D non remplies.

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

Éléments de la quatrième à la septième période

Une quatrième couche électronique apparaît dans les atomes de potassium et de calcium, et le sous-niveau 4s est rempli, car il a une énergie inférieure à celle du sous-niveau 3d.

K, Ca - éléments s 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 des sous-groupes secondaires, leur couche électronique la plus externe est remplie et ils sont classés comme éléments de transition.

Faites attention à la structure des coques électroniques des atomes de chrome et de cuivre. 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 résultantes 3d 5 et 3d 10 :

Dans l'atome de zinc, la troisième couche électronique est complète : tous les sous-niveaux 3s, 3p et 3d y sont remplis, avec un total de 18 électrons. Dans les éléments qui suivent le zinc, la quatrième couche électronique, le sous-niveau 4p, continue d'être remplie.

Les éléments de Ga à Kr sont des éléments p.

À l'atome de krypton couche externe(quatrième) est complet, possède 8 électrons. Mais il peut y avoir un total de 32 électrons dans la quatrième couche électronique ; 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 remplis dans l'ordre suivant : 5s - 4d - 5p. Et il y a aussi des exceptions liées à « échec» électrons, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

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

Les éléments 4f sont appelés lanthanides.

Les éléments 5f sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période : 55 éléments Cs et 56 Ba - 6s ; 57 La … 6s 2 5d x - 5d élément ; 58 Ce - 71 Lu - éléments 4f ; 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 entièrement remplis, c'est-à-dire nf 7 et nf 14. Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli d'électrons en dernier, tous les éléments 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.

éléments p. Le sous-niveau p du niveau externe de l’atome est rempli d’électrons ; Les éléments p comprennent des éléments des principaux sous-groupes des groupes III-VIII.

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

éléments F. Le sous-niveau f du troisième niveau externe de l’atome est rempli d’électrons ; ceux-ci incluent les lanthanides et les antinoïdes.

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

Ce principe est appelé Principe de Pauli. S'il y a un électron dans l'orbitale, alors il est dit non apparié ; s'il y en a deux, alors ce sont des électrons appariés, c'est-à-dire des électrons avec des spins opposés. La figure montre un diagramme de la division des niveaux d'énergie en sous-niveaux et de l'ordre dans lequel ils sont remplis.

Très souvent, la structure des coques électroniques des atomes est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - des formules électroniques dites graphiques sont écrites. Pour cette notation, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; Chaque électron est indiqué par une flèche correspondant à la direction du spin. Lorsque vous rédigez une formule électronique graphique, vous devez vous rappeler deux règles : Le principe de Pauli et la 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 déjà dirigés de manière opposée.

Règle de Hund et principe de Pauli

La règle de Hund- une règle de chimie quantique qui détermine l'ordre de remplissage des orbitales d'une certaine sous-couche et est formulée comme suit : la valeur totale du nombre quantique de spin des électrons d'une sous-couche donnée doit être maximale. Formulé par Friedrich Hund en 1925.

Cela signifie que dans chacune des orbitales de la sous-couche, un électron est rempli en premier, et seulement après que les orbitales non remplies soient épuisées, un deuxième électron est ajouté à cette orbitale. Dans ce cas, dans une orbitale, il y a deux électrons avec des spins demi-entiers de signe opposé, qui s'apparient (forment un nuage de deux électrons) et, par conséquent, le spin total de l'orbitale devient égal à zéro.

Une autre formulation: Plus faible en énergie se trouve le terme atomique pour lequel deux conditions sont satisfaites.

La multiplicité est maximale
Lorsque les multiplicités coïncident, le moment orbital total L est maximum.

Analysons cette règle en utilisant l'exemple du remplissage des orbitales de sous-niveau p p-les éléments de la deuxième période (c'est-à-dire du bore au néon (dans le diagramme ci-dessous, les lignes horizontales indiquent les orbitales, les flèches verticales indiquent les électrons et la direction de la flèche indique l'orientation du spin).

La règle de Klechkovsky

La règle de Klechkovsky -à mesure que le nombre total d'électrons dans les atomes augmente (à mesure que les charges de leurs noyaux augmentent, ou Numéros de sérieéléments chimiques) les orbitales atomiques sont peuplées de telle manière que l'apparition d'électrons dans une orbitale avec une énergie plus élevée dépend uniquement du nombre quantique principal n et ne dépend pas de tous les autres nombres quantiques, y compris l. Physiquement, cela signifie que dans un atome de type hydrogène (en l'absence de répulsion interélectronique), l'énergie orbitale d'un électron est déterminée uniquement par la distance spatiale de la densité de charge électronique par rapport au noyau et ne dépend pas des caractéristiques de son atome. mouvement dans le champ du noyau.

La règle empirique de Klechkovsky et le schéma d'ordonnancement qui en découle ne sont quelque peu contradictoires avec la séquence énergétique réelle des orbitales atomiques que dans deux cas similaires : pour les atomes Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , il y a une « défaillance » d'un électron avec le sous-niveau s de la couche externe qui est remplacé par le sous-niveau d de la couche précédente, ce qui conduit à un état énergétiquement plus stable de l'atome, à savoir : après avoir rempli l'orbitale 6 avec deux électrons s

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 antiques, les atomes ne sont pas le minimum absolu de la 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 vous pouvez le voir dans le tableau ci-dessus, les atomes d’un élément chimique peuvent différer par le nombre de neutrons dans leur noyau.

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 et des symboles individuels distincts, 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 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 classiquement être 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 niveau d'énergie arbitraire 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 3j 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 3j 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 3j 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.

Un atome est la plus petite particule d’une substance chimique capable de conserver ses propriétés. Le mot « atome » vient du grec ancien « atomos », qui signifie « indivisible ». En fonction du nombre et du type de particules présentes dans un atome, un élément chimique peut être déterminé.

En bref sur la structure de l'atome

Comment pouvez-vous énumérer brièvement les informations de base sur une particule avec un noyau chargé positivement. Autour de ce noyau se trouve un nuage d’électrons chargés négativement. Chaque atome dans son état normal est neutre. La taille de cette particule peut être entièrement déterminée par la taille du nuage électronique qui entoure le noyau.

Le noyau lui-même, à son tour, est également constitué de particules plus petites – des protons et des neutrons. Les protons sont chargés positivement. Les neutrons ne portent aucune charge. Cependant, les protons et les neutrons sont regroupés en une seule catégorie et sont appelés nucléons. Si des informations de base sur la structure de l'atome sont nécessaires brièvement, ces informations peuvent être limitées aux données répertoriées..

Premières informations sur l'atome

Les anciens Grecs soupçonnaient que la matière pouvait être constituée de petites particules. Ils croyaient que tout ce qui existe était constitué d’atomes. Cependant, une telle vision était de nature purement philosophique et ne peut être interprétée scientifiquement.

Le premier à obtenir des informations de base sur la structure de l'atome fut un scientifique anglais. C'est ce chercheur qui a pu découvrir que deux éléments chimiques peuvent entrer dans des rapports différents et que chacune de ces combinaisons représentera une nouvelle substance. Par exemple, huit parties de l’élément oxygène donnent naissance au dioxyde de carbone. Quatre parties d'oxygène sont du monoxyde de carbone.

En 1803, Dalton découvre en chimie la loi des rapports multiples. À l'aide de mesures indirectes (puisqu'aucun atome ne pouvait alors être examiné sous les microscopes de l'époque), Dalton a tiré une conclusion sur le poids relatif des atomes..

Les recherches de Rutherford

Près d'un siècle plus tard, des informations de base sur la structure des atomes ont été confirmées par un autre chimiste anglais : le scientifique a proposé un modèle de la couche électronique des plus petites particules.

À cette époque, le « modèle planétaire de l’atome » de Rutherford était l’une des étapes les plus importantes que pouvait franchir la chimie. Les informations de base sur la structure de l'atome indiquaient qu'il était similaire au système solaire : les particules électroniques tournent autour du noyau sur des orbites strictement définies, tout comme le font les planètes.

Coque électronique d'atomes et formules d'atomes d'éléments chimiques

La couche électronique de chaque atome contient exactement autant d’électrons qu’il y a de protons dans son noyau. C'est pourquoi l'atome est neutre. En 1913, un autre scientifique obtint des informations de base sur la structure de l’atome. La formule de Niels Bohr était similaire à celle obtenue par Rutherford. Selon son concept, les électrons tournent également autour du noyau situé au centre. Bohr a affiné la théorie de Rutherford et a harmonisé ses faits.

Déjà à cette époque, des formules pour certaines substances chimiques étaient élaborées. Par exemple, schématiquement, la structure de l'atome d'azote est notée 1s 2 2s 2 2p 3, la structure de l'atome de sodium est exprimée par la formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Grâce à ces formules, vous pouvez voir combien d’électrons se déplacent dans chacune des orbitales d’une substance chimique particulière.

Modèle de Schrödinger

Cependant, plus tard, ce modèle atomique est également devenu obsolète. Les informations de base sur la structure de l'atome, connues aujourd'hui par la science, sont devenues largement disponibles grâce aux recherches du physicien autrichien.

Il a proposé un nouveau modèle de sa structure - un modèle de vague. À cette époque, les scientifiques avaient déjà prouvé que l'électron était doté non seulement de la nature d'une particule, mais qu'il possédait également les propriétés d'une onde.

Cependant, le modèle de Schrödinger et Rutherford comporte également des dispositions générales. Leurs théories sont similaires dans la mesure où les électrons existent à certains niveaux.

De tels niveaux sont également appelés couches électroniques. En utilisant le numéro de niveau, l’énergie électronique peut être caractérisée. Plus la couche est haute, plus elle possède d’énergie. Tous les niveaux sont comptés de bas en haut, le numéro du niveau correspond donc à son énergie. Chacune des couches de la couche électronique d’un atome possède ses propres sous-niveaux. Dans ce cas, le premier niveau peut avoir un sous-niveau, le deuxième deux, le troisième trois, et ainsi de suite (voir les formules électroniques ci-dessus pour l'azote et le sodium).

Des particules encore plus petites

Bien entendu, à l’heure actuelle, des particules encore plus petites que l’électron, le proton et le neutron ont été découvertes. On sait que le proton est constitué de quarks. Il existe des particules encore plus petites dans l'univers, par exemple le neutrino, qui est cent fois plus petit qu'un quark et un milliard de fois plus petit qu'un proton.

Un neutrino est une particule si petite qu’elle est 10 sept milliards de fois plus petite qu’un tyrannosaure rex, par exemple. Le tyrannosaure lui-même est autant de fois plus petit que l’ensemble de l’Univers observable.

Informations de base sur la structure de l'atome : radioactivité

On sait depuis toujours qu’aucune réaction chimique ne peut transformer un élément en un autre. Mais lors du rayonnement radioactif, cela se produit spontanément.

La radioactivité est la capacité des noyaux atomiques à se transformer en d’autres noyaux, plus stables. Lorsque les gens recevaient des informations de base sur la structure des atomes, les isotopes pouvaient, dans une certaine mesure, servir d'incarnation des rêves des alchimistes médiévaux.

À mesure que les isotopes se désintègrent, des radiations radioactives sont émises. Ce phénomène a été découvert pour la première fois par Becquerel. Le principal type de rayonnement radioactif est la désintégration alpha. Lorsque cela se produit, une particule alpha est libérée. Il existe également la désintégration bêta, dans laquelle une particule bêta est éjectée du noyau d'un atome.

Isotopes naturels et artificiels

Actuellement, environ 40 isotopes naturels sont connus. La plupart d'entre eux se répartissent en trois catégories : uranium-radium, thorium et actinium. Tous ces isotopes se trouvent dans la nature – dans les roches, le sol et l’air. Mais à côté d'eux, on connaît également environ un millier d'isotopes dérivés artificiellement, produits dans des réacteurs nucléaires. Beaucoup de ces isotopes sont utilisés en médecine, notamment en diagnostic..

Proportions dans un atome

Si nous imaginons un atome dont les dimensions sont comparables aux dimensions d'un stade sportif international, alors nous pouvons obtenir visuellement les proportions suivantes. Les électrons d’un atome dans un tel « stade » seront situés tout en haut des tribunes. Chacun sera plus petit qu’une tête d’épingle. Ensuite, le noyau sera situé au centre de ce champ et sa taille ne sera pas supérieure à la taille d'un pois.

Parfois, les gens demandent à quoi ressemble réellement un atome. En fait, cela ne ressemble littéralement à rien – pas pour la raison que les microscopes utilisés en science ne sont pas assez performants. Les dimensions d'un atome se situent dans des domaines où le concept de « visibilité » n'existe tout simplement pas.

Les atomes sont de très petite taille. Mais à quel point ces tailles sont-elles vraiment petites ? Le fait est que le plus petit grain de sel, à peine visible à l’œil humain, contient environ un quintillion d’atomes.

Si nous imaginons un atome d'une taille telle qu'il pourrait tenir dans une main humaine, il y aurait à côté de lui des virus de 300 mètres de long. Les bactéries auraient une longueur de 3 km et l'épaisseur d'un cheveu humain serait de 150 km. En position couchée, il serait capable d'aller au-delà des limites de l'atmosphère terrestre. Et si de telles proportions étaient valables, alors un cheveu humain pourrait atteindre la Lune en longueur. Il s’agit d’un atome tellement complexe et intéressant que les scientifiques continuent d’étudier à ce jour.

travaux de laboratoire

cours pratiques

travail indépendant en classe

devoirs indépendants (calcul standard)

contrôle (défenses, colloques, tests, examens)

Manuels et tutoriels

N.V. Korovine. chimie générale

Cours de chimie générale. Théorie et problèmes (édité par N.V. Korovin, B.I. Adamson)

N.V. Korovine et autres. Travaux de laboratoire en chimie

Plan de calendrier

Électrolytes,

Équivalence chimique

hydrolyse, PR

Forme électrique-

13(2 )

GE, électrolyse,

27(13,16)

14(2 )

corrosion

Nombres quantiques

17(2 )

18(2 )

Liaison chimique

Complexes

Thermodynamique

Cinétique.

6(2,3 )

Équilibre

Introduction à la chimie

La chimie à l'Institut de l'Énergie est une discipline théorique générale fondamentale.

La chimie est une science naturelle qui étudie la composition, la structure, les propriétés et les transformations des substances, ainsi que les phénomènes accompagnant ces transformations.

M.V. Lomonossov			D.I. Mendeleïev
"Chimique
			« Fondements de la chimie » 1871
considère	propriétés
			g.) – « Chimie –
changements
			doctrine des éléments et
explique
			leurs relations. »
		chimique

des transformations se produisent.

« Âge d’or de la chimie » (fin XIXème début XXème siècles)

Loi périodique de D.I. Mendeleev (1896)

Le concept de valence introduit par E. Frankland (1853)

Théorie de la structure des composés organiques par A.M. Butlerov (1861-1863)

A. La théorie des composés complexes de Werner

Loi de l'action de masse par M. Gultberg et L. Waage

Thermochimie développée principalement par G.I. Hess

Théorie de la dissociation électrolytique par S. Arrhenius

Le principe de l'équilibre mobile par A. Le Chatelier

Règle de phase de J.W. Gibbs

Théorie de Bohr-Sommerfeld sur la structure complexe de l'atome (1913-1916)

L'importance du stade actuel de développement de la chimie

Comprendre les lois de la chimie et leurs applications permet de créer de nouveaux procédés, machines, installations et appareils.

Obtenir de l’électricité, du carburant, des métaux, des matériaux divers, de la nourriture, etc. directement liés aux réactions chimiques. Par exemple, l'énergie électrique et mécanique est actuellement principalement obtenue par conversion de l'énergie chimique des combustibles naturels (réactions de combustion, interaction de l'eau et de ses impuretés avec les métaux, etc.). Sans comprendre ces processus, il est impossible d’assurer le fonctionnement efficace des centrales électriques et des moteurs à combustion interne.

Des connaissances en chimie sont nécessaires pour :

- formation d'une vision scientifique du monde,

- pour le développement de la pensée imaginative,

- croissance créative des futurs spécialistes.

Le stade actuel de développement de la chimie est caractérisé par l'utilisation généralisée de la mécanique quantique (onde) pour l'interprétation et le calcul des paramètres chimiques des substances et des systèmes de substances et repose sur un modèle mécanique quantique de la structure de l'atome.

Un atome est un microsystème électromagnétique complexe qui possède les propriétés d’un élément chimique.

STRUCTURE ATOMIQUE

Les isotopes sont des variétés d'atomes d'un même produit chimique

éléments qui ont le même numéro atomique mais des numéros atomiques différents

Monsieur (Cl) = 35*0,7543 + 37*0,2457 = 35,491

Principes de base de la mécanique quantique

Mécanique quantique- comportement des microobjets en mouvement (y compris les électrons) – c’est

manifestation simultanée à la fois des propriétés des particules et des propriétés des ondes - nature double (onde corpusculaire).

Quantification de l'énergie : Max Planck (1900, Allemagne) –

les substances émettent et absorbent de l’énergie en portions discrètes (quanta). L'énergie quantique est proportionnelle à la fréquence de rayonnement (oscillation) ν :

h – constante de Planck (6,626·10-34 J·s) ; ν=с/λ, с – vitesse de la lumière, λ – longueur d'onde

Albert Einstein (1905): tout rayonnement est un flux de quanta d'énergie (photons) E = m v 2

Louis de Broglie (1924, France) : l'électron est également caractériséonde de particulesdualité - le rayonnement se propage sous forme d'onde et est constitué de petites particules (photons)

		Particule – m,		mv , E =mv 2

	Vague - ,			E 2 = h = hv /
	Longueur d'onde connectée avec masse et vitesse :
		E1 = E2 ;		H/mv
	incertitude			Werner Heisenberg (1927,
Allemagne)		travail	incertitudes		des provisions
(coordonnées)		particules x et	impulsion (mv) non		Peut être

moins de h/2

x (mv) h/2 (- erreur, incertitude) C'est-à-dire La position et l’impulsion d’une particule sont fondamentalement impossibles à déterminer à tout moment avec une précision absolue.

Nuage d'électrons Orbitale atomique (AO)

Que. l'emplacement exact d'une particule (électron) est remplacé par le concept de probabilité statistique de la trouver dans un certain volume (proche du nucléaire) de l'espace.

Le mouvement de e- a un caractère ondulatoire et est décrit

2 dv - densité de probabilité de trouver e- dans un certain volume proche de l'espace nucléaire. Cet espace est appelé orbitale atomique (AO).

En 1926, Schrödinger a proposé une équation qui décrit mathématiquement l'état de e - dans un atome. Le résoudre

trouver la fonction d'onde. Dans un cas simple, cela dépend de 3 coordonnées

Un électron porte une charge négative, son orbitale représente une certaine distribution de charge et est appelée Nuage d'électrons

NOMBRES QUANTIQUES

Introduit pour caractériser la position d'un électron dans un atome conformément à l'équation de Schrödinger

1. Nombre quantique principal(n)

Détermine l'énergie d'un électron - niveau d'énergie

montre la taille du nuage d'électrons (orbital)

prend des valeurs de 1 à

n (numéro du niveau d'énergie) : 1 2 3 4, etc.

2. Nombre quantique orbital(l) :

détermine - le moment cinétique orbital d'un électron

montre la forme de l'orbitale

prend des valeurs de 0 à (n -1)

Graphiquement, AO est représenté par un nombre quantique orbital : 0 1 2 3 4

Sous-niveau d'énergie : s p d f g

E augmente


l =0	s –sous-niveau s –AO

	p- sous-niveau p-AO

Chaque n correspond à un certain nombre de valeurs l, soit Chaque niveau d'énergie est divisé en sous-niveaux. Le nombre de sous-niveaux est égal au numéro du niveau.

1er niveau d'énergie → 1 sous-niveau → 1s 2ème niveau d'énergie → 2 sous-niveaux → 2s2p 3ème niveau d'énergie → 3 sous-niveaux → 3s 3p 3d

4ème niveau d'énergie → 4 sous-niveaux → 4s 4p 4d 4f etc.

3. Nombre quantique magnétique(ml)

détermine – la valeur de la projection du moment cinétique orbital de l’électron sur un axe arbitrairement choisi

montre l'orientation spatiale du JSC

prend des valeurs – de –l à + l

Toute valeur de l correspond à (2l +1) valeurs du nombre quantique magnétique, c'est-à-dire (2l +1) emplacements possibles d'un nuage électronique d'un type donné dans l'espace.

s - état – une orbitale (2 0+1=1) - m l = 0, car l = 0

p - état – trois orbitales (2 1+1=3)

m l : +1 0 -1, car l =1

ml =+1

m l =0

m l = -1

Toutes les orbitales appartenant au même sous-niveau ont la même énergie et sont dites dégénérées.

Conclusion : AO est caractérisé par un certain ensemble de n, l, m l, c'est-à-dire certaines tailles, formes et orientations dans l'espace.

4. Nombre quantique de spin (ms)

"tourner" - "broche"

détermine le couple mécanique de l’électron associé à sa rotation autour de son axe

prend des valeurs – (-1/2· h/2) ou (+1/2· h/2)

n=3

l = 1

ml = -1, 0, +1

m s = + 1/2

Principes et règles

Configurations électroniques des atomes

(sous forme de formules de configuration électronique)

Indiquer le numéro du niveau d'énergie en chiffres

Le sous-niveau d'énergie est indiqué par des lettres (s, p, d, f) ;

L'exposant de sous-niveau signifie le nombre

électrons à ce sous-niveau

19 K 1s2 2s2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1

le minimum

Les électrons d’un atome occupent l’état d’énergie le plus bas, qui correspond à son état le plus stable.

1s 2s 2 p 3 s 3 p 3 j 4 s 4 p 4 j 4 f

Augmenter E

Klechkovski

Les électrons sont placés séquentiellement dans des orbitales caractérisées par une augmentation de la somme des nombres quantiques principaux et orbitaux (n+l) ; aux mêmes valeurs de cette somme, l'orbitale avec une valeur plus petite du nombre quantique principal n est remplie plus tôt

1 s<2 s < 2 p = 3 s < 3 p = 4 s < 3 d = 4 p и т. д