Structure électronique des atomes de tous les éléments chimiques. Schéma de la structure de l'atome : noyau, couche électronique. Exemples

Regardons comment un atome est construit. Gardez à l'esprit que nous ne parlerons que des modèles. En pratique, les atomes sont une structure beaucoup plus complexe. Mais grâce aux développements modernes, nous sommes capables d'expliquer et même de prédire avec succès des propriétés (même si ce n'est pas toutes). Alors, quelle est la structure d'un atome ? De quoi est-ce fait"?

Modèle planétaire de l'atome

Il a été proposé pour la première fois par le physicien danois N. Bohr en 1913. C'est la première théorie de la structure de l'atome basée sur des faits scientifiques. En outre, elle a jeté les bases d'une terminologie thématique moderne. Dans celui-ci, les électrons-particules produisent des mouvements de rotation autour de l'atome sur le même principe que les planètes autour du Soleil. Bohr a suggéré qu'ils ne peuvent exister que sur des orbites situées à une distance strictement définie du noyau. Pourquoi exactement, le scientifique du point de vue scientifique ne pouvait pas expliquer, mais un tel modèle a été confirmé par de nombreuses expériences. Des nombres entiers ont été utilisés pour désigner les orbites, en commençant par l'unité numérotée la plus proche du noyau. Toutes ces orbites sont également appelées niveaux. L'atome d'hydrogène n'a qu'un seul niveau sur lequel tourne un électron. Mais les atomes complexes ont plus de niveaux. Ils sont divisés en composants qui unissent des électrons dont le potentiel énergétique est proche. Ainsi, le second a déjà deux sous-niveaux - 2s et 2p. Le troisième en a déjà trois - 3s, 3p et 3d. Etc. D'abord, les sous-niveaux les plus proches du noyau sont « peuplés », puis les plus éloignés. Chacun d'eux ne peut contenir qu'un certain nombre d'électrons. Mais ce n'est pas la fin. Chaque sous-niveau est divisé en orbitales. Comparons avec vie ordinaire. Le nuage d'électrons d'un atome est comparable à une ville. Les niveaux sont des rues. Sous-niveau - maison privée ou un appartement. Orbitale - chambre. Chacun d'eux "vit" un ou deux électrons. Tous ont des adresses spécifiques. Ce fut le premier diagramme de la structure de l'atome. Et enfin, à propos des adresses des électrons : elles sont déterminées par des ensembles de nombres, que l'on appelle "quantiques".

modèle d'onde d'un atome

Mais au fil du temps, le modèle planétaire a été révisé. Une deuxième théorie de la structure de l'atome a été proposée. Il est plus parfait et permet d'expliquer les résultats d'expériences pratiques. Le modèle ondulatoire de l'atome, proposé par E. Schrödinger, a remplacé le premier. Ensuite, il était déjà établi qu'un électron peut se manifester non seulement comme une particule, mais aussi comme une onde. Qu'a fait Schrödinger ? Il a appliqué une équation décrivant le mouvement d'une onde en Ainsi, on peut trouver non pas la trajectoire d'un électron dans un atome, mais la probabilité de sa détection en un certain point. Les deux théories sont unies par le fait que les particules élémentaires se trouvent à des niveaux, sous-niveaux et orbitales spécifiques. C'est là que s'arrête la similitude des modèles. Permettez-moi de vous donner un exemple - en théorie des ondes, une orbitale est une région où il sera possible de trouver un électron avec une probabilité de 95 %. Le reste de l'espace représente 5% Mais au final, il s'est avéré que les caractéristiques de la structure des atomes sont représentées à l'aide d'un modèle d'onde, malgré le fait que la terminologie utilisée soit générale.

Le concept de probabilité dans ce cas

Pourquoi ce terme a-t-il été utilisé ? Heisenberg a formulé le principe d'incertitude en 1927, qui est maintenant utilisé pour décrire le mouvement des microparticules. Il est basé sur leur différence fondamentale avec les corps physiques ordinaires. Qu'est-ce que c'est? La mécanique classique supposait qu'une personne pouvait observer des phénomènes sans les affecter (observation des corps célestes). Sur la base des données reçues, il est possible de calculer où l'objet sera à un certain moment. Mais dans le microcosme, les choses sont forcément différentes. Ainsi, par exemple, observer un électron sans l'influencer n'est plus possible du fait que les énergies de l'instrument et de la particule sont incomparables. Cela conduit au fait que l'emplacement d'une particule élémentaire, son état, sa direction, sa vitesse de déplacement et d'autres paramètres changent. Et cela n'a aucun sens de parler des caractéristiques exactes. Le principe d'incertitude lui-même nous dit qu'il est impossible de calculer la trajectoire exacte de l'électron autour du noyau. Vous ne pouvez spécifier que la probabilité de trouver une particule dans une certaine zone de l'espace. C'est la particularité de la structure des atomes d'éléments chimiques. Mais cela devrait être pris en compte exclusivement par les scientifiques dans les expériences pratiques.

Composition de l'atome

Mais concentrons-nous sur l'ensemble du sujet. Ainsi, en plus de la coquille électronique bien pensée, le deuxième composant de l'atome est le noyau. Il est composé de protons chargés positivement et de neutrons neutres. Nous connaissons tous le tableau périodique. Le nombre de chaque élément correspond au nombre de protons qu'il possède. Le nombre de neutrons est égal à la différence entre la masse d'un atome et son nombre de protons. Il peut y avoir des dérogations à cette règle. Ensuite, ils disent qu'un isotope de l'élément est présent. La structure d'un atome est telle qu'il est "entouré" d'une couche d'électrons. est généralement égal au nombre de protons. La masse de ce dernier est environ 1840 fois supérieure à celle du premier et est approximativement égale au poids du neutron. Le rayon du noyau est d'environ 1/200 000 du diamètre d'un atome. Lui-même a une forme sphérique. C'est, en général, la structure des atomes d'éléments chimiques. Malgré la différence de masse et de propriétés, ils se ressemblent à peu près.

Orbites

En parlant de ce qu'est le schéma de la structure d'un atome, on ne peut pas rester silencieux à leur sujet. Il existe donc ces types :

1. s. Ils ont une forme sphérique.
2. p. Ils ressemblent à des huit ou des fuseaux volumineux.
3. d et f. Ils ont une forme complexe difficile à décrire dans un langage formel.

Un électron de chaque type peut être trouvé avec une probabilité de 95% sur le territoire de l'orbitale correspondante. Les informations présentées doivent être prises avec calme, car il s'agit plutôt d'un modèle mathématique abstrait que d'un état de fait physique réel. Mais avec tout cela, il a un bon pouvoir prédictif concernant les propriétés chimiques des atomes et même des molécules. Plus le niveau est éloigné du noyau, plus il est possible d'y placer d'électrons. Ainsi, le nombre d'orbitales peut être calculé à l'aide d'une formule spéciale : x 2. Ici x est égal au nombre de niveaux. Et puisque jusqu'à deux électrons peuvent être placés sur l'orbite, la formule pour leur recherche numérique ressemblera à ceci : 2x 2.

Orbites : données techniques

Si nous parlons de la structure de l'atome de fluor, il aura alors trois orbitales. Tous seront comblés. L'énergie des orbitales dans le même sous-niveau est la même. Pour les désigner, ajoutez le numéro de couche : 2s, 4p, 6d. Nous revenons à la conversation sur la structure de l'atome de fluor. Il aura deux sous-niveaux s et un sous-niveau p. Il a neuf protons et le même nombre d'électrons. Premier niveau s. Ce sont deux électrons. Puis le deuxième niveau s. Deux électrons de plus. Et 5 remplit le niveau p. Voici sa structure. Après avoir lu le sous-titre suivant, vous pouvez le faire vous-même actions nécessaires et s'en assurer. Si nous parlons du fluor auquel appartient également, il convient de noter que, bien qu'ils appartiennent au même groupe, leurs caractéristiques diffèrent complètement. Ainsi, leur point d'ébullition varie de -188 à 309 degrés Celsius. Alors pourquoi sont-ils fusionnés ? Tous merci propriétés chimiques. Tous les halogènes, et dans la plus large mesure le fluor, ont le pouvoir oxydant le plus élevé. Ils réagissent avec les métaux et peuvent s'enflammer spontanément à température ambiante sans aucun problème.

Comment les orbites sont-elles remplies ?

Selon quelles règles et principes les électrons sont-ils disposés ? Nous vous proposons de vous familiariser avec les trois principales dont la formulation a été simplifiée pour une meilleure compréhension :

1. Le principe de moindre énergie. Les électrons ont tendance à remplir les orbitales par ordre croissant d'énergie.
2. principe de Pauli. Une orbitale ne peut pas contenir plus de deux électrons.
3. règle de Hund. Dans un sous-niveau, les électrons remplissent d'abord les orbitales libres, puis forment des paires.

En matière de remplissage, la structure de l'atome aidera également dans ce cas, cela deviendra plus compréhensible en termes d'image. Par conséquent, lorsque Travaux pratiques avec la construction de circuits d'éléments, il est nécessaire de le garder à portée de main.

Exemple

Afin de résumer tout ce qui a été dit dans le cadre de l'article, vous pouvez faire un échantillon de la façon dont les électrons d'un atome sont répartis sur leurs niveaux, sous-niveaux et orbitales (c'est-à-dire quelle est la configuration de niveau). Il peut être représenté sous la forme d'une formule, d'un diagramme d'énergie ou d'un diagramme de couches. Il y a ici de très bonnes illustrations qui, après un examen attentif, aident à comprendre la structure de l'atome. Ainsi, le premier niveau est rempli en premier. Il n'a qu'un seul sous-niveau, dans lequel il n'y a qu'une seule orbite. Tous les niveaux sont remplis séquentiellement, en commençant par le plus petit. Premièrement, dans un sous-niveau, un électron est placé dans chaque orbitale. Ensuite, des paires sont créées. Et s'il y en a des gratuits, il passe à un autre sujet de remplissage. Et maintenant, vous pouvez découvrir indépendamment quelle est la structure de l'atome d'azote ou de fluor (ce qui a été considéré plus tôt). Cela peut être un peu délicat au début, mais vous pouvez naviguer en regardant les images. Pour plus de clarté, regardons la structure de l'atome d'azote. Il a 7 protons (avec les neutrons qui composent le noyau) et le même nombre d'électrons (qui composent la couche d'électrons). Le premier niveau s est rempli en premier. Il possède 2 électrons. Vient ensuite le deuxième niveau s. Il possède également 2 électrons. Et les trois autres sont placés au niveau p, où chacun d'eux occupe une orbitale.

Conclusion

Comme vous pouvez le voir, la structure de l'atome n'est pas sujet difficile(si vous l'abordez du point de vue d'un cours de chimie à l'école, bien sûr). Et comprend ce sujet ce n'est pas difficile. Enfin, je voudrais vous informer sur certaines fonctionnalités. Par exemple, en parlant de la structure de l'atome d'oxygène, nous savons qu'il a huit protons et 8 à 10 neutrons. Et puisque tout dans la nature tend à s'équilibrer, deux atomes d'oxygène forment une molécule, où deux électrons non appariés forment une liaison covalente. De même, une autre molécule d'oxygène stable, l'ozone (O 3 ), se forme. Connaissant la structure de l'atome d'oxygène, il est possible de formuler correctement des réactions oxydatives impliquant la substance la plus courante sur Terre.

Les produits chimiques sont les éléments qui composent le monde qui nous entoure.

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

transformations de certains substances chimiques dans d'autres substances sont appelés phénomènes chimiques ou réactions chimiques. Il convient de noter qu'il existe également des phénomènes physiques qui, évidemment, s'accompagnent d'une modification de certains propriétés physiques substances sans se transformer en d'autres substances. Pour phénomènes physiques, par exemple, comprennent la fonte de la glace, le gel ou l'évaporation de l'eau, etc.

Le fait qu'au cours de tout processus un phénomène chimique se produise peut être conclu en observant les caractéristiques réactions chimiques tels que changement de couleur, précipitation, dégagement de gaz, dégagement de chaleur et/ou de lumière.

Ainsi, par exemple, une conclusion sur le déroulement des réactions chimiques peut être tirée en observant:

La formation de sédiments lors de l'ébullition de l'eau, appelée tartre dans la vie quotidienne;

Le dégagement de chaleur et de lumière lors de la combustion d'un feu;

Changer la couleur d'une tranche de pomme fraîche dans l'air;

La formation de bulles de gaz lors de la fermentation de la pâte, etc.

Les plus petites particules de matière qui, au cours des réactions chimiques, ne subissent pratiquement pas de modifications, mais qui sont reliées 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 anciens philosophes, ce qui explique en fait l'origine du terme "atome", puisque "atomos" traduit littéralement du grec signifie "indivisible".

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

Chaque atome est composé de ce qu'on appelle particules subatomiques– les protons, les neutrons et les électrons, désignés respectivement par les symboles p + , n o et e − . L'exposant dans la notation utilisée indique que le proton a une charge positive unitaire, l'électron a une charge négative unitaire et le neutron n'a pas de charge.

Quant à la structure qualitative de l'atome, chaque atome a tous les protons et neutrons concentrés dans le soi-disant noyau, autour duquel les électrons forment une coquille d'électrons.

Le proton et le neutron ont pratiquement les mêmes masses, c'est-à-dire m p ≈ m n , et la masse des électrons 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.

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

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

Le type d'atomes avec la même charge nucléaire, c'est-à-dire avec le même nombre de protons dans leurs noyaux est appelé un élément chimique. Ainsi, à partir 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 propre symbole, 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, porte le nom "hydrogène" et est désigné par le symbole "H", qui se lit comme "cendre", et l'élément chimique avec une charge nucléaire de +7 (c'est-à-dire contenant 7 protons) - "azote", a 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 dans le nombre de neutrons dans les noyaux.

Atomes appartenant au même élément chimique, mais ayant montant différent les neutrons et, par conséquent, la masse, sont appelés isotopes.

Ainsi, par exemple, l'élément chimique hydrogène a 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, qui se caractérise par le fait qu'il y a un proton dans le noyau de ses atomes, on peut conclure qu'il n'y a pas du tout de neutrons dans l'isotope 1 H (1-1 = 0), en l'isotope 2 H - 1 neutron (2-1=1) et dans l'isotope 3 H - deux neutrons (3-1=2). Puisque, comme déjà mentionné, un neutron et un proton ont les mêmes masses, et que la masse d'un 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 H isotope est même trois fois plus lourd. . En raison d'une telle dispersion dans les masses des isotopes de l'hydrogène, les isotopes 2 H et 3 H ont même reçu des noms et des symboles individuels distincts, ce qui n'est typique d'aucun autre élément chimique. L'isotope 2 H a été nommé deutérium et a reçu le symbole D, et l'isotope 3 H a reçu le nom de tritium et a reçu le symbole T.

Si nous prenons la masse du proton et du neutron comme unité 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 cet indice s'appelle donc le nombre de masse et est désigné par le symbole A. Étant donné que la charge du noyau de tout proton correspond à l'atome et que la charge de chaque proton est conditionnellement 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 la lettre N, mathématiquement la relation entre le nombre de masse, le nombre de charge et le nombre de neutrons peut être exprimée comme suit :

Selon les concepts modernes, l'électron a une nature double (onde-particule). Il a 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, on utilise des représentations mécanique quantique, selon laquelle l'électron n'a pas de trajectoire de mouvement spécifique et peut être localisé en tout 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 s'appelle l'orbite atomique.

Une orbitale atomique peut avoir diverses formes, taille et orientation. Une orbitale atomique est aussi appelée nuage d'électrons.

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

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

Selon ces conséquences, toute orbitale atomique et un 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. La plage de valeurs du nombre quantique principal est tout entiers, c'est à dire. n = 1,2,3,4, 5 etc...
• Le nombre quantique orbital - l - caractérise la forme de l'orbite atomique et peut prendre n'importe quelle valeur entière de 0 à n-1, où n, rappel, est le nombre quantique principal.

Les orbitales avec l = 0 sont appelées s-orbitales. Les orbitales s sont sphériques et n'ont pas de direction dans l'espace :

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

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

3) Le nombre quantique magnétique - m l - détermine l'orientation spatiale d'une orbitale atomique particulière 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 toutes les valeurs entières de –l à +l, y compris 0, c'est-à-dire le nombre total de valeurs possibles est (2l+1). Ainsi, par exemple, avec l = 0 m l = 0 (une valeur), avec l = 1 m l = -1, 0, +1 (trois valeurs), avec 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 "huit en trois dimensions", correspondent à trois valeurs du nombre quantique magnétique (-1, 0, +1), qui, à son tour, correspond dans trois directions de l'espace perpendiculaires entre elles.

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

L'ensemble de toutes les orbitales d'un atome qui ont la même valeur du nombre quantique principal est appelé niveau d'énergie ou couche d'électrons. Tout niveau d'énergie arbitraire avec un certain nombre n consiste en n 2 orbitales.

L'ensemble des orbitales avec les mêmes valeurs du nombre quantique principal et du nombre quantique orbital est 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 avec un nombre quantique orbital l se compose de (2l + 1) orbitales. Ainsi, la sous-couche s consiste en une orbitale s, la sous-couche p - trois orbitales p, la sous-couche d - cinq orbitales d et la sous-couche f - sept orbitales f. Étant donné que, 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 distribution des électrons dans les orbitales s'appelle la configuration électronique.

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

• Le principe de l'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 d'énergie est la suivante : 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

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

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

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

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

En fait, ce qui précède signifie que, par exemple, le placement des 1er, 2e, 3e et 4e 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, sera effectué comme suit :

Une représentation similaire de l'ordre dans lequel les orbitales atomiques sont remplies est appelée un diagramme d'énergie. Sur la base des schémas électroniques des éléments individuels, vous pouvez écrire leurs soi-disant formules électroniques (configurations). Ainsi, par exemple, un élément avec 15 protons et, par conséquent, 15 électrons, c'est-à-dire le phosphore (P) aura le diagramme énergétique suivant :

Une fois traduit en formule électronique, l'atome de phosphore prendra la forme :

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

Les chiffres 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 de D.I. Mendeleev.

Comme déjà mentionné, dans leur état fondamental, les électrons des orbitales atomiques sont disposés selon le principe de moindre énergie. Néanmoins, en présence d'orbitales p vides dans l'état fondamental d'un atome, souvent, lorsqu'un excès d'énergie lui est communiqué, l'atome peut être transféré dans l'état dit excité. Ainsi, par exemple, un atome de bore dans son état fondamental a une configuration électronique et un diagramme d'énergie de la forme suivante :

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

Et à l'état excité (*), c'est-à-dire lors de la transmission d'énergie à l'atome de bore, sa configuration électronique et son diagramme d'énergie ressembleront à ceci :

5 B* = 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.

Recherche des éléments s, p, d et f dans le tableau D.I. Mendeleïev :

• Les s-éléments ont le dernier s-sous-niveau 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 p-éléments, le p-sous-niveau 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 dans les grandes périodes.
• Les éléments F sont appelés lanthanides et actinides. Ils sont placés en bas du tableau par D.I. Mendeleev.

Atome- une particule électriquement neutre constituée d'un noyau chargé positivement et d'électrons chargés négativement. Au centre d'un atome se trouve un noyau chargé positivement. Il occupe une partie insignifiante de l'espace à l'intérieur de l'atome ; toute la charge positive et presque toute la masse de l'atome y sont concentrées.

Le noyau est constitué de particules élémentaires - proton et neutron; Les électrons se déplacent autour du noyau atomique dans des orbitales fermées.

Protons (p)- une particule élémentaire avec une masse relative de 1,00728 unités de masse atomique et une charge de +1 unité conventionnelle. Le nombre de protons dans le noyau atomique est égal au numéro de série de l'élément dans le système périodique de D.I. Mendeleev.

Neutron (n)- une particule neutre élémentaire avec une masse relative de 1,00866 unité de masse atomique (a.m.u.).

Le nombre de neutrons dans le noyau N est déterminé par la formule :

où A est le nombre de masse, Z est la charge du noyau, égale au nombre de protons (numéro de série).

Habituellement, les paramètres du noyau d'un atome s'écrivent comme suit : la charge du noyau est placée en bas à gauche du symbole de l'élément, et le nombre de masse est placé en haut, par exemple :

Cet enregistrement montre que la charge nucléaire (d'où le nombre de protons) d'un atome de phosphore est de 15, le nombre de masse est de 31 et le nombre de neutrons est de 31 - 15 = 16. Puisque les masses du proton et du neutron diffèrent très peu les uns des autres, la masse le nombre est approximativement égale à la masse atomique relative du noyau.

Électron (e -)- une particule élémentaire de masse 0,00055 a. e.m. et charge conditionnelle –1. Le nombre d'électrons dans un atome est égal à la charge du noyau atomique (le numéro de série de l'élément dans le système périodique de D.I. Mendeleev).

Les électrons se déplacent autour du noyau sur des orbites strictement définies, formant ce que l'on appelle le nuage d'électrons.

La région de l'espace autour du noyau atomique, où l'électron est le plus susceptible de se trouver (90 % ou plus), détermine la forme du nuage d'électrons.

Le nuage d'électrons de l'électron s a une forme sphérique ; le sous-niveau d'énergie s peut avoir un maximum de deux électrons.

Le nuage d'électrons de l'électron p est en forme d'haltère ; Trois orbitales p peuvent contenir un maximum de six électrons.

Les orbitales sont représentées par un carré, au-dessus ou au-dessous duquel elles écrivent les valeurs des nombres quantiques principaux et secondaires qui décrivent cette orbitale. Un tel enregistrement est appelé une formule électronique graphique, par exemple :

Dans cette formule, les flèches désignent un électron et la direction de la flèche correspond à la direction du spin - le moment magnétique intrinsèque de l'électron. Les électrons de spins opposés ↓ sont dits appariés.

Les configurations électroniques des atomes d'éléments peuvent être représentées sous forme de formules électroniques, dans lesquelles les symboles du sous-niveau sont indiqués, le coefficient devant le symbole du sous-niveau indique son appartenance à ce niveau et le degré du symbole indique le nombre d'électrons de ce sous-niveau.

Le tableau 1 montre la structure des couches d'électrons des atomes des 20 premiers éléments du tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev.

Les éléments chimiques dans les atomes desquels le sous-niveau s du niveau externe est reconstitué avec un ou deux électrons sont appelés éléments s. Les éléments chimiques dans les atomes desquels le sous-niveau p (de un à six électrons) est rempli sont appelés éléments p.

Le nombre de couches d'électrons dans un atome d'un élément chimique est égal au nombre de périodes.

Selon règle de Hund les électrons sont situés dans des orbitales de même type et de même niveau d'énergie de telle sorte que le spin total soit maximal. Par conséquent, lors du remplissage du sous-niveau d'énergie, chaque électron occupe d'abord une cellule séparée, et seulement après cela, leur appariement commence. Par exemple, pour un atome d'azote, tous les électrons p seront dans des cellules séparées, et pour l'oxygène, leur appariement commencera, ce qui se terminera complètement en néon.

isotopes appelés atomes d'un même élément, contenant dans leur noyau le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons.

Les isotopes sont connus pour tous les éléments. Par conséquent, les masses atomiques des éléments du système périodique sont la valeur moyenne des nombres de masse des mélanges naturels d'isotopes et diffèrent des valeurs entières. Ainsi, la masse atomique d'un mélange naturel d'isotopes ne peut servir de caractéristique principale d'un atome, et, par conséquent, d'un élément. Une telle caractéristique d'un atome est la charge nucléaire, qui détermine le nombre d'électrons dans la couche d'électrons de l'atome et sa structure.

Examinons quelques tâches typiques dans cette section.

Exemple 1 Quel élément atome a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

Cet élément a un électron 4s dans son niveau d'énergie externe. Par conséquent, cet élément chimique est dans la quatrième période du premier groupe du sous-groupe principal. Cet élément est le potassium.

Cette réponse peut être apportée d'une manière différente. En ajoutant le nombre total de tous les électrons, nous obtenons 19. Le nombre total d'électrons est égal au numéro atomique de l'élément. Le potassium est le numéro 19 dans le tableau périodique.

Exemple 2 L'oxyde RO 2 le plus élevé correspond à l'élément chimique. La configuration électronique du niveau d'énergie externe de l'atome de cet élément correspond à la formule électronique :

1. ns 2 np 4
2. ns 2 np 2
3. ns 2 np 3
4. ns 2 np 6

Selon la formule de l'oxyde le plus élevé (regardez les formules des oxydes les plus élevés du système périodique), nous établissons que cet élément chimique appartient au quatrième groupe du sous-groupe principal. Ces éléments ont quatre électrons dans leur niveau d'énergie externe - deux s et deux p. La bonne réponse est donc 2.

Tâches de formation

1. Le nombre total d'électrons s dans un atome de calcium est

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Le nombre d'électrons p appariés dans un atome d'azote est

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Le nombre d'électrons s non appariés dans un atome d'azote est

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Le nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe d'un atome d'argon est

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Le nombre de protons, de neutrons et d'électrons dans l'atome 9 4 Be est

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Répartition des électrons sur les couches d'électrons 2 ; huit; 4 - correspond à l'atome situé dans (dans)

1) 3e période, groupe IA
2) 2ème période, groupe IVA
3) 3ème période, groupe IVA
4) 3e période, groupe VA

7. L'élément chimique situé dans la 3ème période du groupe VA correspond au schéma de la structure électronique de l'atome

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Un élément chimique de configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 4 forme un composé hydrogène volatil dont la formule est

1) FR
2) EN 2
3) FR 3
4) FR 4

9. Le nombre de couches d'électrons dans un atome d'un élément chimique est

1) son numéro de série
2) numéro de groupe
3) le nombre de neutrons dans le noyau
4) numéro de période

10. Le nombre d'électrons externes dans les atomes d'éléments chimiques des principaux sous-groupes est

1) le numéro de série de l'élément
2) numéro de groupe
3) le nombre de neutrons dans le noyau
4) numéro de période

11. Deux électrons se trouvent dans la couche d'électrons externe des atomes de chacun des éléments chimiques de la série

1) Il, Sois, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Un élément chimique dont la formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 forme un oxyde de la composition

1) Li20
2) MgO
3) K2O
4) Na2O

13. Le nombre de couches d'électrons et le nombre d'électrons p dans un atome de soufre est

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. La configuration électronique ns 2 np 4 correspond à l'atome

1) chlore
2) soufre
3) magnésium
4) silicium

15. Les électrons de valence de l'atome de sodium à l'état fondamental sont au sous-niveau d'énergie

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

16. Les atomes d'azote et de phosphore ont

1) le même nombre de neutrons
2) le même nombre de protons
3) la même configuration de la couche électronique externe

17. Les atomes de calcium ont le même nombre d'électrons de valence

1) potassium
2) aluminium
3) béryllium
4) le bore

18. Les atomes de carbone et de fluor ont

1) le même nombre de neutrons
2) le même nombre de protons
3) le même nombre de couches électroniques
4) le même nombre d'électrons

19. Au niveau de l'atome de carbone à l'état fondamental, le nombre d'électrons non appariés est

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. Dans l'atome d'oxygène à l'état fondamental, le nombre d'électrons appariés est

Configuration électronique d'un atome est une formule montrant l'arrangement des électrons dans un atome par niveaux et sous-niveaux. Après avoir étudié l'article, vous découvrirez où et comment se trouvent les électrons, vous familiariserez avec les nombres quantiques et pourrez construire la configuration électronique d'un atome par son numéro, à la fin de l'article se trouve un tableau des éléments.

Pourquoi étudier la configuration électronique des éléments ?

Les atomes sont comme un constructeur : il y a un certain nombre de parties, elles diffèrent les unes des autres, mais deux parties de même type sont exactement pareilles. Mais ce constructeur est bien plus intéressant que celui en plastique, et voici pourquoi. La configuration change en fonction de qui se trouve à proximité. Par exemple, l'oxygène à côté de l'hydrogène peut être transformer en eau, à côté du sodium en gaz, et être à côté du fer le transforme complètement en rouille. Pour répondre à la question de savoir pourquoi cela se produit et pour prédire le comportement d'un atome à côté d'un autre, il est nécessaire d'étudier la configuration électronique, qui sera discutée ci-dessous.

Combien y a-t-il d'électrons dans un atome ?

Un atome est constitué d'un noyau et d'électrons qui tournent autour de lui, le noyau est constitué de protons et de neutrons. A l'état neutre, chaque atome a le même nombre d'électrons que le nombre de protons dans son noyau. Le nombre de protons était indiqué par le numéro de série de l'élément, par exemple, le soufre a 16 protons - le 16ème élément du système périodique. L'or a 79 protons - le 79e élément du tableau périodique. En conséquence, il y a 16 électrons dans le soufre à l'état neutre et 79 électrons dans l'or.

Où chercher un électron ?

En observant le comportement d'un électron, certains motifs ont été dérivés, ils sont décrits par des nombres quantiques, il y en a quatre au total :

• Nombre quantique principal
• Nombre quantique orbital
• Nombre quantique magnétique
• Nombre quantique de spin

Orbital

De plus, au lieu du mot orbite, nous utiliserons le terme "orbitale", l'orbitale est la fonction d'onde de l'électron, en gros - c'est la zone dans laquelle l'électron passe 90% du temps.

N - niveau
L - coque
M l - numéro orbital
M s - le premier ou le deuxième électron de l'orbite

Nombre quantique orbital l

À la suite de l'étude du nuage d'électrons, il a été constaté qu'en fonction du niveau d'énergie, le nuage prend quatre formes principales : une boule, des haltères et les deux autres, plus complexes. Par ordre croissant d'énergie, ces formes sont appelées coquilles s, p, d et f. Chacune de ces coquilles peut avoir 1 (sur s), 3 (sur p), 5 (sur d) et 7 (sur f) orbitales. Le nombre quantique orbital est la coquille sur laquelle se trouvent les orbitales. Le nombre quantique orbital pour les orbitales s, p, d et f, respectivement, prend les valeurs 0,1,2 ou 3.

Sur la couche s une orbitale (L=0) - deux électrons
Il y a trois orbitales sur la couche p (L=1) - six électrons
Il y a cinq orbitales sur la couche d (L=2) - dix électrons
Il y a sept orbitales (L = 3) sur la f-shell - quatorze électrons

Nombre quantique magnétique m l

Il y a trois orbitales sur la p-shell, elles sont désignées par des nombres de -L à +L, c'est-à-dire que pour la p-shell (L=1) il y a des orbitales "-1", "0" et "1" . Le nombre quantique magnétique est désigné par la lettre m l .

À l'intérieur de la coquille, il est plus facile pour les électrons d'être situés dans différentes orbitales, de sorte que les premiers électrons en remplissent un pour chaque orbitale, puis sa paire est ajoutée à chacune.

Considérez un d-shell :
La d-shell correspond à la valeur L=2, soit cinq orbitales (-2,-1,0,1 et 2), les cinq premiers électrons remplissent la coquille, en prenant les valeurs M l =-2, M l =-1,M l =0 , M l =1,M l =2.

Nombre quantique de spin m s

Le spin est le sens de rotation d'un électron autour de son axe, il y a deux sens, donc le nombre quantique de spin a deux valeurs : +1/2 et -1/2. Seuls deux électrons avec des spins opposés peuvent être sur le même sous-niveau d'énergie. Le nombre quantique de spin est noté m s

Nombre quantique principal n

Le nombre quantique principal est le niveau d'énergie, à l'heure actuelle sept niveaux d'énergie sont connus, chacun étant désigné par un chiffre arabe : 1,2,3,...7. Le nombre d'obus à chaque niveau est égal au numéro du niveau : il y a un obus au premier niveau, deux au second, et ainsi de suite.

Numéro d'électron

Ainsi, tout électron peut être décrit par quatre nombres quantiques, la combinaison de ces nombres est unique pour chaque position de l'électron, prenons le premier électron, le niveau d'énergie le plus bas est N=1, une coquille est située au premier niveau, la première coquille à n'importe quel niveau a la forme d'une balle (s -shell), c'est-à-dire L=0, le nombre quantique magnétique ne pourra prendre qu'une valeur, M l =0 et le spin sera égal à +1/2. Si nous prenons le cinquième électron (quel que soit son atome), alors ses principaux nombres quantiques seront : N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Système périodique des éléments de Mendeleïev. La structure de l'atome.

SYSTÈME PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS MENDELEEV - classification des produits chimiques. éléments créés par Rus. scientifique D. I. Mendeleev sur la base des périodiques découverts par lui (en 1869). droit.

Moderne libellé de la période. loi: les éléments St-va (manifestés en simple-wah et composés) sont dans le périodique. dépendance de la charge des noyaux de leurs atomes.

La charge du noyau atomique Z est égale au numéro atomique (ordinal) du produit chimique. élément dans P. s. e. M. Si vous organisez tous les éléments dans l'ordre croissant Z. (hydrogène H, Z \u003d 1; hélium He, Z \u003d 2; lithium Li, Z \u003d 3; béryllium Be, Z \u003d 4, etc.), puis ils forment 7 périodes. A chacune de ces périodes, on observe une évolution régulière des éléments St-in, du premier élément de la période (métal alcalin) au dernier (gaz noble). La première période contient 2 éléments, les 2e et 3e - 8 éléments chacun, les 4e et 5e - 18 chacun, le 6e - 32. Dans la 7e période, 19 éléments sont connus. Les 2e et 3e périodes sont généralement appelées petites, toutes ultérieures - grandes. Si vous organisez les périodes sous la forme de rangées horizontales, alors dans le reçu. 8 verticales seront trouvées dans le tableau. Colonnes; ce sont des groupes d'éléments similaires dans leur St. à vous.

Les propriétés des éléments au sein des groupes changent également régulièrement en fonction de l'augmentation de Z. Par exemple, dans le groupe Li - Na - K - Rb - Cs - Fr, la chimie augmente. l'activité du métal, renforcée DOS. caractère des oxydes et des hydroxydes.

De la théorie de la structure de l'atome, il résulte que la périodicité des éléments sacrés est due aux lois de la formation des couches d'électrons autour du noyau. Au fur et à mesure que l'élément Z augmente, l'atome devient plus complexe - le nombre d'électrons entourant le noyau augmente, et il arrive un moment où le remplissage d'une couche d'électrons se termine et la formation de la couche externe suivante commence. Dans le système de Mendeleïev, cela coïncide avec le début d'une nouvelle période. Les éléments avec 1, 2, 3, etc., électrons dans une nouvelle coquille sont similaires à St. pour vous aux éléments qui avaient également 1, 2, 3, etc., électrons externes, bien que leur nombre soit interne. il y avait une (ou plusieurs) couches d'électrons en moins : Na est similaire à Li (un électron externe), Mg - à Be (2 électrons externes) ; A1 - sur B (3 électrons externes), etc. Avec la position de l'élément en P. s. e. M. associé à sa chim. et plein d'autres. physique sv.

Graphique d'options de l'ensemble proposé (environ 1000). images P. s. e. M. Les 2 variantes les plus courantes de P. s. e. M. - tables courtes et longues; c.-l. il n'y a pas de différence fondamentale entre eux. Ci-joint est l'une des options pour un tableau court. Dans le tableau, les nombres de périodes sont donnés dans la première colonne (indiqués par les chiffres arabes 1 à 7). Les numéros de groupe sont indiqués en haut par des chiffres romains I - VIII. Chaque groupe est divisé en deux sous-groupes - a et b. L'ensemble des éléments dirigés par des éléments de petites périodes, parfois appelés. les principaux sous-groupes a-m et (Li mène le sous-groupe des métaux alcalins. F - halogènes, He - gaz inertes, etc.). Dans ce cas, les sous-groupes restants d'éléments de grandes périodes sont appelés. côté.

Éléments avec Z = 58 - 71 en raison de la proximité particulière de la structure de leurs atomes et de la similitude de leur chimie. Les saints constituent la famille des lanthanides, qui est incluse dans le groupe III, mais par commodité, elle est placée au bas du tableau. Les éléments avec Z = 90 - 103 sont souvent séparés dans la famille des actinides pour les mêmes raisons. Ils sont suivis d'un élément avec Z = 104 - kurchatov et d'un élément avec Z = 105 (voir Nilsborium). En juillet 1974, des chouettes. les physiciens ont rapporté la découverte d'un élément avec Z = 106, et en janv. 1976 - éléments avec Z = 107. Des éléments ultérieurs avec Z = 108 et 109 ont été synthétisés. Nizh. La frontière de P. avec. e. M. est connu - il est donné par l'hydrogène, car il ne peut y avoir d'élément avec une charge nucléaire inférieure à un. La question est quelle est la limite supérieure de P. s. e. M., c'est-à-dire jusqu'à quelle valeur limite peuvent atteindre les arts. la synthèse des éléments reste non résolue. (Les noyaux lourds sont instables, donc l'américium avec Z = 95 et les éléments suivants ne se trouvent pas dans la nature, mais sont obtenus dans des réactions nucléaires; cependant, dans la région des éléments transuraniens plus éloignés, l'apparition de soi-disant îlots de stabilité est attendue , notamment pour Z = 114.) art. synthèse de nouveaux éléments périodiques. loi et P. s. e. M. joue un rôle primordial. La loi et le système de Mendeleev sont parmi les généralisations les plus importantes des sciences naturelles, ils sous-tendent le moderne. enseignements sur la structure des îles.

La structure électronique de l'atome.

Ce paragraphe et les suivants décrivent des modèles de la couche électronique de l'atome. Il est important de comprendre que nous parlons de des modèles. Les vrais atomes sont, bien sûr, plus complexes, et nous ne savons toujours pas tout à leur sujet. Cependant, le modèle théorique moderne de la structure électronique de l'atome permet d'expliquer avec succès et même de prédire de nombreuses propriétés des éléments chimiques, c'est pourquoi il est largement utilisé dans les sciences naturelles.

Pour commencer, considérons plus en détail le modèle "planétaire" proposé par N. Bohr (Fig. 2-3 c).

Riz. 2-3 po. Le modèle "planétaire" de Bohr.

Le physicien danois N. Bohr a proposé en 1913 un modèle de l'atome, dans lequel les particules d'électrons tournent autour du noyau atomique à peu près de la même manière que les planètes tournent autour du Soleil. Bohr a suggéré que les électrons dans un atome ne peuvent exister de manière stable que sur des orbites à des distances strictement définies du noyau. Ces orbites, il les appelait stationnaires. Un électron ne peut pas exister en dehors des orbites stationnaires. Pourquoi il en est ainsi, Bohr ne pouvait pas l'expliquer à l'époque. Mais il a montré qu'un tel modèle pouvait expliquer de nombreux faits expérimentaux (plus à ce sujet dans la section 2.7).

Les orbites électroniques dans le modèle de Bohr sont désignées par les nombres entiers 1, 2, 3, ... n, en commençant par celui le plus proche du noyau. Dans ce qui suit, nous appellerons ces orbites niveaux. Les niveaux suffisent à eux seuls à décrire la structure électronique de l'atome d'hydrogène. Mais dans des atomes plus complexes, il s'est avéré que les niveaux se composent d'énergie proche sous-niveaux. Par exemple, le 2e niveau se compose de deux sous-niveaux (2s et 2p). Le troisième niveau se compose de 3 sous-niveaux (3s, 3p et 3d) comme indiqué sur la fig. 2-6. Le quatrième niveau (il ne rentre pas dans l'image) se compose des sous-niveaux 4s, 4p, 4d, 4f. Dans la section 2.7, nous vous dirons d'où viennent exactement ces noms de sous-niveaux et sur les expériences physiques qui ont permis de "voir" les niveaux et sous-niveaux électroniques dans les atomes.

Riz. 2-6. Le modèle de Bohr pour les atomes plus complexes que l'atome d'hydrogène. Le dessin n'est pas dessiné à l'échelle - en fait, les sous-niveaux d'un même niveau sont beaucoup plus proches les uns des autres.

Il y a exactement autant d'électrons dans la couche électronique d'un atome qu'il y a de protons dans son noyau, donc l'atome dans son ensemble est électriquement neutre. Les électrons d'un atome peuplent les niveaux et sous-niveaux les plus proches du noyau, car dans ce cas leur énergie est moindre que s'ils peuplaient des niveaux plus éloignés. Chaque niveau et sous-niveau ne peut contenir qu'un certain nombre d'électrons.

Les sous-niveaux, à leur tour, consistent en orbitales(ils ne sont pas représentés sur la Figure 2-6). Au sens figuré, si le nuage d'électrons d'un atome est comparé à une ville ou à une rue où tous les électrons d'un atome donné "vivent", alors le niveau peut être comparé à une maison, le sous-niveau à un appartement et l'orbite à une chambre pour les électrons. Toutes les orbitales de n'importe quel sous-niveau ont la même énergie. Au sous-niveau s, il n'y a qu'une seule "pièce" - l'orbite. Il y a 3 orbitales au sous-niveau p, 5 au sous-niveau d et jusqu'à 7 orbitales au sous-niveau f. Dans chaque "chambre" - les orbitales peuvent "vivre" un ou deux électrons. L'interdiction de plus de deux électrons dans la même orbitale s'appelle interdiction de pauli- nommé d'après le scientifique qui a découvert cette caractéristique importante de la structure de l'atome. Chaque électron d'un atome a sa propre "adresse", qui s'écrit sous la forme d'un ensemble de quatre nombres appelés "quantum". Les nombres quantiques seront discutés en détail dans la section 2.7. Ici, nous ne mentionnons que le nombre quantique principal n(voir Fig. 2-6), qui dans "l'adresse" de l'électron indique le numéro du niveau auquel cet électron existe.

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Date de création de la page : 2016-08-20