Formules électroniques complètes d'éléments chimiques. Formule électronique de l'élément

Configuration électronique un atome est une représentation numérique de ses orbitales électroniques. Les orbitales électroniques sont des régions de formes diverses situées autour du noyau atomique dans lesquelles il est mathématiquement probable qu'un électron se trouve. La configuration électronique permet d'indiquer rapidement et facilement au lecteur le nombre d'orbitales électroniques d'un atome, ainsi que de déterminer le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Après avoir lu cet article, vous maîtriserez la méthode d'élaboration des configurations électroniques.

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

Trouvez le numéro atomique de votre atome. Chaque atome est associé à un certain nombre d’électrons. Trouvez le symbole de votre atome dans le tableau périodique. Le numéro atomique est un tout nombre positif, en commençant par 1 (pour l'hydrogène) et en augmentant de un pour chaque atome suivant. Le numéro atomique est le nombre de protons dans un atome, et donc aussi le nombre d’électrons d’un atome de charge nulle.

Déterminez la charge d’un atome. Les atomes neutres auront le même nombre d’électrons que celui indiqué dans le tableau périodique. Cependant, les atomes chargés auront plus ou moins plus petit nombreélectrons - en fonction de l'ampleur de leur charge. Si vous travaillez avec un atome chargé, ajoutez ou soustrayez des électrons comme suit : ajoutez un électron pour chaque charge négative et soustrayez-en un pour chaque charge positive.

• Par exemple, un atome de sodium de charge -1 aura un électron supplémentaire en outreà son numéro atomique de base 11. En d’autres termes, l’atome aura un total de 12 électrons.
• Si nous parlons d'un atome de sodium avec une charge de +1, un électron doit être soustrait du numéro atomique de base 11. Ainsi, l’atome aura 10 électrons.

1. N'oubliez pas la liste de base des orbitales.À mesure que le nombre d’électrons dans un atome augmente, ils remplissent les différents sous-niveaux de la couche électronique de l’atome selon une séquence spécifique. Chaque sous-niveau de la couche électronique, une fois rempli, contient un nombre pair d'électrons. Les sous-niveaux suivants sont disponibles :

   Comprendre l'enregistrement configuration électronique. Les configurations électroniques sont écrites pour montrer clairement le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Les orbitales sont écrites séquentiellement, le nombre d'atomes dans chaque orbitale étant écrit en exposant à droite du nom de l'orbitale. La configuration électronique complétée prend la forme d'une séquence de désignations de sous-niveaux et d'exposants.

   • Voici par exemple la configuration électronique la plus simple : 1s 2 2s 2 2p 6 . Cette configuration montre qu’il y a deux électrons dans le sous-niveau 1s, deux électrons dans le sous-niveau 2s et six électrons dans le sous-niveau 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons au total. C'est la configuration électronique atome neutre néon (le numéro atomique du néon est 10).

2. Rappelez-vous l'ordre des orbitales. Gardez à l’esprit que les orbitales électroniques sont numérotées par ordre croissant de nombre de couches électroniques, mais disposées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, une orbitale 4s 2 remplie a une énergie plus faible (ou moins de mobilité) qu'une orbitale 3d 10 partiellement remplie ou remplie, donc l'orbitale 4s est écrite en premier. Une fois que vous connaissez l’ordre des orbitales, vous pouvez facilement les remplir en fonction du nombre d’électrons dans l’atome. L’ordre de remplissage des orbitales est le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • La configuration électronique d'un atome dans lequel toutes les orbitales sont remplies sera la suivante : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6j 10 7p 6
   • Notez que l'entrée ci-dessus, lorsque toutes les orbitales sont remplies, est la configuration électronique de l'élément Uuo (ununoctium) 118, l'atome le plus élevé du tableau périodique. Par conséquent, cette configuration électronique contient tous les sous-niveaux électroniques actuellement connus d’un atome chargé de manière neutre.

3. Remplissez les orbitales en fonction du nombre d'électrons dans votre atome. Par exemple, si l’on veut noter la configuration électronique d’un atome de calcium neutre, il faut commencer par rechercher son numéro atomique dans le tableau périodique. Son numéro atomique est 20, nous allons donc écrire la configuration d'un atome à 20 électrons selon l'ordre ci-dessus.

   • Remplissez les orbitales selon l’ordre ci-dessus jusqu’à atteindre le vingtième électron. La première orbitale 1s aura deux électrons, l'orbitale 2s en aura aussi deux, la 2p en aura six, la 3s en aura deux, la 3p en aura 6, et les 4s en auront 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Autrement dit, la configuration électronique du calcium a la forme : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Notez que les orbitales sont classées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, lorsque vous êtes prêt à passer au 4ème niveau d'énergie, notez d'abord l'orbitale 4s, et alors 3d. Après le quatrième niveau d’énergie, vous passez au cinquième, où le même ordre se répète. Cela ne se produit qu'après le troisième niveau d'énergie.

4. Utilisez le tableau périodique comme repère visuel. Vous avez probablement déjà remarqué que la forme du tableau périodique correspond à l'ordre des sous-niveaux électroniques dans les configurations électroniques. Par exemple, les atomes de la deuxième colonne en partant de la gauche se terminent toujours par "s 2", et les atomes sur le bord droit de la fine partie centrale se terminent toujours par "d 10", etc. Utilisez le tableau périodique comme guide visuel pour écrire des configurations - comment l'ordre dans lequel vous ajoutez aux orbitales correspond à votre position dans le tableau. Voir ci-dessous:

   • Plus précisément, les deux colonnes les plus à gauche contiennent des atomes dont les configurations électroniques se terminent par des orbitales s, le bloc de droite du tableau contient des atomes dont les configurations se terminent par des orbitales p et la moitié inférieure contient des atomes qui se terminent par des orbitales f.
   • Par exemple, lorsque vous notez la configuration électronique du chlore, pensez ainsi : « Cet atome est situé dans la troisième rangée (ou « période ») du tableau périodique. Il est également situé dans le cinquième groupe du bloc orbital p. du tableau périodique. Par conséquent, sa configuration électronique se terminera par ..3p 5.
   • Notez que les éléments de la région orbitale d et f du tableau sont caractérisés par des niveaux d'énergie qui ne correspondent pas à la période dans laquelle ils se trouvent. Par exemple, la première rangée d'un bloc d'éléments avec des orbitales d correspond à des orbitales 3d, bien qu'elle soit située dans la 4ème période, et la première rangée d'éléments avec des orbitales f correspond à une orbitale 4f, bien qu'elle soit située dans la 6ème période. période.

5. Apprenez les abréviations pour écrire de longues configurations électroniques. Les atomes situés à droite du tableau périodique sont appelés gaz nobles. Ces éléments sont chimiquement très stables. Pour raccourcir le processus d'écriture de configurations électroniques longues, écrivez simplement le symbole chimique du gaz noble le plus proche avec moins d'électrons que votre atome entre crochets, puis continuez à écrire la configuration électronique des niveaux orbitaux suivants. Voir ci-dessous:

   • Pour comprendre ce concept, il sera utile d'écrire un exemple de configuration. Écrivons la configuration du zinc (numéro atomique 30) en utilisant l'abréviation qui inclut le gaz rare. La configuration complète du zinc ressemble à ceci : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Cependant, nous voyons que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 est la configuration électronique de l'argon, un gaz rare. Remplacez simplement une partie de la configuration électronique pour le zinc par le symbole chimique pour l'argon entre crochets (.)
   • Ainsi, la configuration électronique du zinc, écrite sous forme abrégée, a la forme : 4s 2 3d 10 .
   • Veuillez noter que si vous écrivez la configuration électronique d'un gaz rare, disons l'argon, vous ne pouvez pas l'écrire ! Il faut utiliser l'abréviation du gaz noble précédant cet élément ; pour l'argon ce sera du néon ().

   Utilisation du tableau périodique ADOMAH

   1. Maîtrisez le tableau périodique ADOMAH. Cette méthode d'enregistrement de la configuration électronique ne nécessite pas de mémorisation, mais nécessite un tableau périodique modifié, puisque dans le tableau périodique traditionnel, à partir de la quatrième période, le numéro de période ne correspond pas à la couche électronique. Trouvez le tableau périodique ADOMAH - un type spécial de tableau périodique développé par le scientifique Valery Zimmerman. Il est facile à trouver avec une courte recherche sur Internet.

      • DANS tableau périodique Les lignes horizontales ADOMAH représentent des groupes d'éléments tels que les halogènes, les gaz rares, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, etc. Les colonnes verticales correspondent aux niveaux électroniques et aux soi-disant « cascades » (lignes diagonales reliant blocs s,p,d et f) correspondent à des périodes.
      • L'hélium est déplacé vers l'hydrogène car ces deux éléments sont caractérisés par une orbitale 1s. Les blocs de périodes (s, p, d et f) sont affichés sur le côté droit et les numéros de niveau sont indiqués en bas. Les éléments sont représentés dans des cases numérotées de 1 à 120. Ces nombres sont des nombres atomiques ordinaires, qui représentent le nombre total d'électrons dans un atome neutre.

   2. Trouvez votre atome dans la table ADOMAH. Pour écrire la configuration électronique d'un élément, recherchez son symbole sur le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments de numéro atomique plus élevé. Par exemple, si vous devez écrire la configuration électronique de l'erbium (68), rayez tous les éléments de 69 à 120.

      • Notez les chiffres de 1 à 8 au bas du tableau. Ce sont des nombres de niveaux électroniques ou des nombres de colonnes. Ignorez les colonnes qui contiennent uniquement des éléments barrés. Pour l'erbium, il reste les colonnes numérotées 1,2,3,4,5 et 6.

   3. Comptez les sous-niveaux orbitaux jusqu'à votre élément. En regardant les symboles de bloc affichés à droite du tableau (s, p, d et f) et les numéros de colonnes affichés à la base, ignorez les lignes diagonales entre les blocs et divisez les colonnes en blocs de colonnes, en les répertoriant dans l'ordre. de bas en haut. Encore une fois, ignorez les blocs dont tous les éléments sont barrés. Écrivez des blocs de colonnes en commençant par le numéro de colonne suivi du symbole du bloc, ainsi : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pour l'erbium).

      • Veuillez noter : la configuration électronique ci-dessus de Er est écrite par ordre croissant du numéro de sous-niveau électronique. Il peut également s'écrire dans l'ordre de remplissage des orbitales. Pour ce faire, suivez les cascades de bas en haut, plutôt que les colonnes, lorsque vous écrivez des blocs de colonnes : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Comptez les électrons pour chaque sous-niveau électronique. Comptez les éléments de chaque bloc de colonne qui n'ont pas été barrés, en attachant un électron de chaque élément, et écrivez leur numéro à côté du symbole de bloc pour chaque bloc de colonne ainsi : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4j 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Dans notre exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'erbium.

   5. Soyez conscient des configurations électroniques incorrectes. Il existe dix-huit exceptions typiques liées aux configurations électroniques des atomes dans l’état d’énergie le plus bas, également appelé état fondamental. état énergétique. Ils n'obéissent pas règle générale seulement dans les deux ou trois dernières positions occupées par les électrons. Dans ce cas, la configuration électronique réelle suppose que les électrons sont dans un état d’énergie inférieure à la configuration standard de l’atome. Les atomes d'exception incluent :

      • Cr(..., 3d5, 4s1) ; Cu(..., 3d10, 4s1) ; Nb(..., 4d4, 5s1) ; Mo(..., 4d5, 5s1) ; Ru(..., 4d7, 5s1) ; RH(..., 4d8, 5s1) ; PD(..., 4d10, 5s0) ; Ag(..., 4d10, 5s1) ; La(..., 5d1, 6s2) ; Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2) ; D.ieu(..., 4f7, 5d1, 6s2) ; Au(..., 5d10, 6s1) ; Ac(..., 6d1, 7s2) ; Ème(..., 6d2, 7s2) ; Pennsylvanie(..., 5f2, 6d1, 7s2) ; U(..., 5f3, 6d1, 7s2) ; Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) et Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Pour trouver le numéro atomique d’un atome lorsqu’il est écrit sous forme de configuration électronique, additionnez simplement tous les nombres qui suivent les lettres (s, p, d et f). Cela ne fonctionne que pour les atomes neutres, si vous avez affaire à un ion, cela ne fonctionnera pas – vous devrez ajouter ou soustraire le nombre d'électrons supplémentaires ou perdus.
   • Le chiffre qui suit la lettre est en exposant, ne vous trompez pas lors du test.
   • Il n’y a pas de stabilité de sous-niveau « à moitié pleine ». C'est une simplification. Toute stabilité attribuée aux sous-niveaux « à moitié remplis » est due au fait que chaque orbitale est occupée par un électron, minimisant ainsi la répulsion entre les électrons.
   • Chaque atome tend vers un état stable, et les configurations les plus stables ont les sous-niveaux s et p remplis (s2 et p6). Les gaz rares ont cette configuration, ils réagissent donc rarement et sont situés à droite dans le tableau périodique. Par conséquent, si une configuration se termine par 3p 4, alors elle a besoin de deux électrons pour atteindre un état stable (en perdre six, y compris les électrons du sous-niveau s, nécessite plus d'énergie, il est donc plus facile d'en perdre quatre). Et si la configuration se termine par 4d 3, alors pour atteindre un état stable, elle doit perdre trois électrons. De plus, les sous-niveaux à moitié remplis (s1, p3, d5..) sont plus stables que, par exemple, p4 ou p2 ; cependant, s2 et p6 seront encore plus stables.
   • Lorsqu’il s’agit d’un ion, cela signifie que le nombre de protons n’est pas égal au nombre d’électrons. Dans ce cas, la charge de l’atome sera représentée en haut à droite (généralement) du symbole chimique. Par conséquent, un atome d'antimoine de charge +2 a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Notez que 5p 3 est devenu 5p 1 . Soyez prudent lorsque la configuration de l'atome neutre se termine par des sous-niveaux autres que s et p. Lorsque vous enlevez des électrons, vous ne pouvez les extraire que des orbitales de valence (orbitales s et p). Par conséquent, si la configuration se termine par 4s 2 3d 7 et que l'atome reçoit une charge de +2, alors la configuration se terminera par 4s 0 3d 7. Veuillez noter que 3j 7 Pas changements, les électrons de l’orbitale s sont perdus à la place.
   • Il existe des conditions dans lesquelles un électron est obligé de « passer à un niveau d'énergie plus élevé ». Lorsqu'il manque un électron à un sous-niveau pour être à moitié ou plein, prenez un électron du sous-niveau s ou p le plus proche et déplacez-le vers le sous-niveau qui a besoin de l'électron.
   • Il existe deux options pour enregistrer la configuration électronique. Ils peuvent être écrits par ordre croissant de niveaux d’énergie ou par ordre de remplissage des orbitales électroniques, comme cela a été montré ci-dessus pour l’erbium.
   • Vous pouvez également écrire la configuration électronique d'un élément en écrivant uniquement la configuration de valence, qui représente le dernier sous-niveau s et p. Ainsi, la configuration de valence de l'antimoine sera 5s 2 5p 3.
   • Les ions ne sont pas les mêmes. C'est beaucoup plus difficile avec eux. Sautez deux niveaux et suivez le même schéma en fonction de votre point de départ et du nombre d'électrons.

Algorithme de composition de la formule électronique d'un élément :

1. Déterminez le nombre d'électrons dans un atome à l'aide du tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev.

2. À l'aide du numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément, déterminez le nombre de niveaux d'énergie ; le nombre d'électrons dans le dernier niveau électronique correspond au numéro de groupe.

3. Divisez les niveaux en sous-niveaux et orbitales et remplissez-les d'électrons conformément aux règles de remplissage des orbitales :

Il faut rappeler que le premier niveau contient au maximum 2 électrons 1s 2, le deuxième - un maximum de 8 (deux s et six R : 2s 2 2p 6), le troisième - un maximum de 18 (deux s, six p, et dix d : 3s 2 3p 6 3j 10).

• Nombre quantique principal n devrait être minime.
• Premier à remplir s- sous-niveau, alors р-, d- b f- sous-niveaux.
• Les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d'énergie des orbitales (règle de Klechkovsky).
• Au sein d’un sous-niveau, les électrons occupent d’abord les orbitales libres une par une, puis forment ensuite des paires (règle de Hund).
• Il ne peut y avoir plus de deux électrons sur une orbitale (principe de Pauli).

Exemples.

1. Créons une formule électronique pour l'azote. L'azote est le numéro 7 du tableau périodique.

2. Créons la formule électronique de l'argon. L'argon est le numéro 18 du tableau périodique.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Créons la formule électronique du chrome. Le chrome est le numéro 24 du tableau périodique.

1s 2 2s 2 14h 6 3s 2 15h 6 4s 1 3D 5

Diagramme énergétique du zinc.

4. Créons une formule électronique pour le zinc. Le zinc est le numéro 30 du tableau périodique.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Veuillez noter qu'une partie de la formule électronique, à savoir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, est la formule électronique de l'argon.

La formule électronique du zinc peut être représentée comme suit :

Découvrons comment créer la formule électronique d'un élément chimique. Cette question est importante et pertinente, car elle donne une idée non seulement de la structure, mais également des propriétés physiques et chimiques attendues de l'atome en question.

Règles de compilation

Afin de composer une formule graphique et électronique d’un élément chimique, il est nécessaire de comprendre la théorie de la structure atomique. Pour commencer, il y a deux composants principaux dans un atome : le noyau et les électrons négatifs. Le noyau comprend des neutrons, qui n’ont aucune charge, ainsi que des protons, qui ont une charge positive.

En discutant de la manière de composer et de déterminer la formule électronique d'un élément chimique, nous notons que pour trouver le nombre de protons dans le noyau, le système périodique de Mendeleïev sera nécessaire.

Le numéro d'un élément correspond dans l'ordre au nombre de protons présents dans son noyau. Le nombre de périodes dans lesquelles se trouve l'atome caractérise le nombre de couches d'énergie sur lesquelles se trouvent les électrons.

Pour déterminer le nombre de neutrons dépourvus de charge électrique, il faut soustraire son numéro de série (nombre de protons) de la masse relative de l’atome d’un élément.

Instructions

Afin de comprendre comment composer la formule électronique d'un élément chimique, considérons la règle de remplissage particules négatives sous-niveaux, formulés par Klechkovsky.

En fonction du stock énergie gratuite ont des orbitales libres, une série est compilée qui caractérise la séquence de niveaux de remplissage en électrons.

Chaque orbitale ne contient que deux électrons disposés en spins antiparallèles.

Afin d'exprimer la structure des coques électroniques, des formules graphiques sont utilisées. À quoi ressemblent les formules électroniques des atomes ? éléments chimiques? Comment créer des options graphiques ? Ces questions sont incluses dans cours scolaire chimie, alors regardons-les plus en détail.

Il existe une certaine matrice (base) qui est utilisée lors de l'élaboration de formules graphiques. L'orbitale s est caractérisée par une seule cellule quantique, dans laquelle deux électrons sont situés l'un en face de l'autre. Ils sont indiqués graphiquement par des flèches. Pour l'orbitale p, trois cellules sont représentées, chacune contenant également deux électrons, l'orbitale d contient dix électrons et l'orbitale f est remplie de quatorze électrons.

Exemples de compilation de formules électroniques

Poursuivons la conversation sur la façon de composer la formule électronique d'un élément chimique. Par exemple, vous devez créer une formule graphique et électronique pour l’élément manganèse. Nous déterminons d’abord la position de cet élément dans tableau périodique. Il porte le numéro atomique 25, il y a donc 25 électrons dans l’atome. Le manganèse est un élément de quatrième période et possède donc quatre niveaux d'énergie.

Comment écrire la formule électronique d’un élément chimique ? Nous notons le signe de l'élément, ainsi que son numéro de série. En utilisant la règle de Klechkovsky, nous répartissons les électrons entre les niveaux et sous-niveaux d’énergie. Nous les plaçons séquentiellement aux premier, deuxième et troisième niveaux, en plaçant deux électrons dans chaque cellule.

Ensuite, nous les résumons pour obtenir 20 pièces. Trois niveaux sont complètement remplis d'électrons et il ne reste que cinq électrons sur le quatrième. Considérant que chaque type d’orbitale possède sa propre réserve d’énergie, nous répartissons les électrons restants dans les sous-niveaux 4s et 3d. En conséquence, la formule graphique électronique finale de l'atome de manganèse a la forme suivante :

1s2 / 2s2, 2p6 / 3s2, 3p6 / 4s2, 3d3

Importance pratique

À l'aide de formules graphiques électroniques, vous pouvez clairement voir le nombre d'électrons libres (non appariés) qui déterminent la valence d'un élément chimique donné.

Nous proposons un algorithme généralisé d'actions avec lequel vous pouvez créer des formules graphiques électroniques pour tous les atomes situés dans le tableau périodique.

Tout d’abord, il faut déterminer le nombre d’électrons à l’aide du tableau périodique. Le numéro de période indique le nombre de niveaux d'énergie.

L'appartenance à un certain groupe est associée au nombre d'électrons situés dans le niveau d'énergie externe. Les niveaux sont divisés en sous-niveaux et remplis en tenant compte de la règle de Klechkovsky.

Conclusion

Afin de déterminer les possibilités de valence de tout élément chimique situé dans le tableau périodique, il est nécessaire d'établir une formule graphique électronique de son atome. L'algorithme donné ci-dessus vous permettra de faire face à la tâche, de déterminer d'éventuels produits chimiques et propriétés physiques atome.

Il est écrit sous forme de formules dites électroniques. Dans les formules électroniques, les lettres s, p, d, f désignent les sous-niveaux d'énergie des électrons ; Les chiffres devant les lettres indiquent le niveau d'énergie dans lequel se trouve un électron donné, et l'index en haut à droite est le nombre d'électrons dans un sous-niveau donné. Pour composer la formule électronique d'un atome de n'importe quel élément, il suffit de connaître le numéro de cet élément dans le tableau périodique et de suivre les principes de base qui régissent la répartition des électrons dans l'atome.

La structure de la couche électronique d'un atome peut également être représentée sous la forme d'un diagramme de la disposition des électrons dans les cellules énergétiques.

Pour les atomes de fer, ce schéma a la forme suivante :

Ce diagramme montre clairement la mise en œuvre de la règle de Hund. Au sous-niveau 3D, le nombre maximum de cellules (quatre) est rempli d'électrons non appariés. L'image de la structure de la couche électronique dans un atome sous forme de formules électroniques et sous forme de diagrammes ne reflète pas clairement les propriétés ondulatoires de l'électron.

Le libellé de la loi périodique telle que modifiée OUI. Mendeleïev : les propriétés des corps simples, ainsi que les formes et les propriétés des composés d'éléments, dépendent périodiquement de la grandeur des poids atomiques des éléments.

Formulation moderne de la loi périodique: les propriétés des éléments, ainsi que les formes et propriétés de leurs composés, dépendent périodiquement de l'ampleur de la charge du noyau de leurs atomes.

Ainsi, la charge positive du noyau (plutôt que la masse atomique) s'est avérée être un argument plus précis dont dépendent les propriétés des éléments et de leurs composés.

Valence- c'est le numéro liaisons chimiques, par lequel un atome est connecté à un autre.
Possibilités valenciennes les atomes sont déterminés par le nombre d’électrons non appariés et la présence d’orbitales atomiques libres au niveau externe. La structure des niveaux d'énergie externes des atomes d'éléments chimiques détermine principalement les propriétés de leurs atomes. Par conséquent, ces niveaux sont appelés niveaux de valence. Les électrons de ces niveaux, et parfois de niveaux pré-externes, peuvent participer à la formation de liaisons chimiques. Ces électrons sont également appelés électrons de valence.

Valence stœchiométriqueélément chimique - c'est le nombre d'équivalents qu'un atome donné peut s'attacher à lui-même, ou le nombre d'équivalents dans un atome.

Les équivalents sont déterminés par le nombre d'atomes d'hydrogène attachés ou substitués, de sorte que la valence stoechiométrique est égale au nombre d'atomes d'hydrogène avec lesquels un atome donné interagit. Mais tous les éléments n’interagissent pas librement, mais presque tous interagissent avec l’oxygène, donc la valence stoechiométrique peut être définie comme étant le double du nombre d’atomes d’oxygène attachés.

Par exemple, la valence stoechiométrique du soufre dans le sulfure d'hydrogène H 2 S est de 2, dans l'oxyde SO 2 - 4, dans l'oxyde SO 3 -6.

Lors de la détermination de la valence stoechiométrique d'un élément à l'aide de la formule d'un composé binaire, il faut être guidé par la règle : la valence totale de tous les atomes d'un élément doit être égale à la valence totale de tous les atomes d'un autre élément.

État d'oxydation Aussi caractérise la composition de la substance et est égale à la valence stoechiométrique avec un signe plus (pour un métal ou un élément plus électropositif de la molécule) ou moins.

1. Dans les substances simples, l'état d'oxydation des éléments est nul.

2. L'état d'oxydation du fluor dans tous les composés est -1. Les halogènes restants (chlore, brome, iode) avec les métaux, l'hydrogène et d'autres éléments plus électropositifs ont également un état d'oxydation de -1, mais dans les composés contenant des éléments plus électronégatifs, ils ont des états d'oxydation positifs.

3. L'oxygène dans les composés a un état d'oxydation de -2 ; les exceptions sont le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 et ses dérivés (Na 2 O 2, BaO 2, etc., dans lesquels l'oxygène a un état d'oxydation de -1, ainsi que le fluorure d'oxygène OF 2, dans lequel l'état d'oxydation de l'oxygène est +2.

4. Les éléments alcalins (Li, Na, K, etc.) et les éléments du sous-groupe principal du deuxième groupe du tableau périodique (Be, Mg, Ca, etc.) ont toujours un état d'oxydation égal au numéro de groupe, c'est-à-dire est respectivement +1 et +2.

5. Tous les éléments du troisième groupe, à l'exception du thallium, ont un état d'oxydation constant égal au numéro de groupe, c'est-à-dire +3.

6. L'état d'oxydation le plus élevé d'un élément est égal au numéro de groupe du tableau périodique, et le plus bas est la différence : numéro de groupe - 8. Par exemple, plus haut degré l'oxydation de l'azote (elle se situe dans le cinquième groupe) est de +5 (en acide nitrique et ses sels), et le plus bas est -3 (en ammoniac et sels d'ammonium).

7. Les états d'oxydation des éléments d'un composé s'annulent de sorte que leur somme pour tous les atomes d'une molécule ou d'une unité de formule neutre est nulle, et pour un ion, c'est sa charge.

Ces règles peuvent être utilisées pour déterminer l'état d'oxydation inconnu d'un élément dans un composé si les états d'oxydation des autres sont connus, et pour construire des formules pour des composés multi-éléments.

État d'oxydation (nombre d'oxydation) — une valeur conventionnelle auxiliaire pour enregistrer les processus d'oxydation, de réduction et de réactions redox.

Concept état d'oxydation souvent utilisé dans chimie inorganique au lieu du concept valence. L'état d'oxydation d'un atome est égal à la valeur numérique de la charge électrique attribuée à l'atome, en supposant que les paires d'électrons de liaison sont complètement polarisées vers des atomes plus électronégatifs (c'est-à-dire en supposant que le composé est constitué uniquement d'ions).

Le nombre d'oxydation correspond au nombre d'électrons qu'il faut ajouter à un ion positif pour le réduire en atome neutre, ou soustraire à un ion négatif pour l'oxyder en atome neutre :

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Les propriétés des éléments, selon la structure de la couche électronique de l'atome, varient selon les périodes et les groupes du système périodique. Étant donné que dans une série d'éléments analogiques, les structures électroniques sont seulement similaires, mais pas identiques, alors lors du passage d'un élément du groupe à un autre, on n'observe pas pour eux une simple répétition de propriétés, mais leur changement naturel plus ou moins clairement exprimé. .

La nature chimique d’un élément est déterminée par la capacité de son atome à perdre ou à gagner des électrons. Cette capacité est quantifiée par les valeurs des énergies d'ionisation et des affinités électroniques.

Énergie d'ionisation (E et) est la quantité minimale d'énergie requise pour l'abstraction et l'élimination complète d'un électron d'un atome en phase gazeuse à T = 0

K sans transfert d'énergie cinétique à l'électron libéré avec transformation de l'atome en un ion chargé positivement : E + Ei = E+ + e-. L'énergie d'ionisation est une quantité positive et a plus petites valeurs pour les atomes de métaux alcalins et le plus grand pour les atomes de gaz nobles (inertes).

Affinité électronique (Ee) est l'énergie libérée ou absorbée lorsqu'un électron est ajouté à un atome en phase gazeuse à T = 0

K avec transformation d'un atome en un ion chargé négativement sans transférer d'énergie cinétique à la particule :

E + e- = E- + Ee.

Les halogènes, notamment le fluor, ont l'affinité électronique maximale (Ee = -328 kJ/mol).

Les valeurs de Ei et Ee sont exprimées en kilojoules par mole (kJ/mol) ou en électronvolts par atome (eV).

La capacité d'un atome lié à déplacer les électrons des liaisons chimiques vers lui-même, augmentant ainsi la densité électronique autour de lui, est appelée électronégativité.

Ce concept a été introduit dans la science par L. Pauling. Électronégativitédésigné par le symbole ÷ et caractérise la tendance d'un atome donné à ajouter des électrons lorsqu'il forme une liaison chimique.

Selon R. Maliken, l'électronégativité d'un atome est estimée par la moitié de la somme des énergies d'ionisation et des affinités électroniques des atomes libres = (Ee + Ei)/2

Dans les périodes, il y a La tendance générale l'énergie d'ionisation et l'électronégativité augmentent avec l'augmentation de la charge du noyau atomique ; en groupes, ces valeurs diminuent avec l'augmentation du numéro atomique de l'élément.

Il convient de souligner qu'un élément ne peut être attribué valeur constante l'électronégativité, puisqu'elle dépend de nombreux facteurs, notamment de l'état de valence de l'élément, du type de composé dans lequel il est inclus, du nombre et du type d'atomes voisins.

Rayons atomiques et ioniques. La taille des atomes et des ions est déterminée par la taille de la couche électronique. Selon les concepts de la mécanique quantique, la couche électronique n’a pas de limites strictement définies. Par conséquent, le rayon d’un atome ou d’un ion libre peut être considéré comme distance théoriquement calculée du noyau à la position du maximum principal de la densité des nuages ​​​​d'électrons externes. Cette distance est appelée rayon orbital. Dans la pratique, on utilise généralement les rayons des atomes et des ions dans les composés, calculés sur la base de données expérimentales. Dans ce cas, on distingue les rayons covalents et métalliques des atomes.

La dépendance des rayons atomiques et ioniques sur la charge du noyau de l’atome d’un élément est de nature périodique.. Au cours des périodes, à mesure que le numéro atomique augmente, les rayons ont tendance à diminuer. La plus grande diminution est typique des éléments de courtes périodes, puisque leur niveau électronique externe est rempli. Sur de longues périodes dans les familles d'éléments d et f, ce changement est moins brutal, car le remplissage d'électrons se produit dans la couche pré-externe. Dans les sous-groupes, les rayons des atomes et des ions du même type augmentent généralement.

Le tableau périodique des éléments est exemple clair manifestations de divers types de périodicité dans les propriétés des éléments, qui s'observent horizontalement (dans une période de gauche à droite), verticalement (dans un groupe, par exemple, de haut en bas), en diagonale, c'est-à-dire certaines propriétés de l'atome augmentent ou diminuent, mais la périodicité demeure.

Dans la période de gauche à droite (→), les propriétés oxydantes et non métalliques des éléments augmentent et les propriétés réductrices et métalliques diminuent. Ainsi, de tous les éléments de la période 3, le sodium sera le métal le plus actif et l'agent réducteur le plus puissant, et le chlore sera l'agent oxydant le plus puissant.

Liaison chimique- est la connexion mutuelle des atomes dans une molécule, ou réseau cristallin, résultant de l’action de forces d’attraction électrique entre les atomes.

Il s’agit de l’interaction de tous les électrons et de tous les noyaux, conduisant à la formation d’un système polyatomique stable (radical, ion moléculaire, molécule, cristal).

La liaison chimique est réalisée par des électrons de valence. Selon les concepts modernes, une liaison chimique est de nature électronique, mais elle s'effectue de différentes manières. Il existe donc trois principaux types de liaisons chimiques : covalent, ionique, métallique.Se pose entre les molécules liaison hydrogène, et arriver interactions de van der Waals.

Les principales caractéristiques d’une liaison chimique comprennent :

- longueur de connexion - C'est la distance internucléaire entre les atomes chimiquement liés.

Cela dépend de la nature des atomes en interaction et de la multiplicité de la liaison. À mesure que la multiplicité augmente, la longueur de la liaison diminue et, par conséquent, sa résistance augmente ;

- la multiplicité de la liaison est déterminée par le nombre de paires d'électrons reliant deux atomes. À mesure que la multiplicité augmente, l’énergie de liaison augmente ;

- angle de connexion- l'angle entre des lignes droites imaginaires passant par les noyaux de deux atomes voisins chimiquement interconnectés ;

Énergie de liaison E SV - il s'agit de l'énergie libérée lors de la formation d'une liaison donnée et dépensée pour sa rupture, en kJ/mol.

Une liaison covalente - Liaison chimique formée par le partage d’une paire d’électrons entre deux atomes.

L'explication de la liaison chimique par l'émergence de paires d'électrons partagées entre atomes a constitué la base de la théorie de la valence du spin, dont l'outil est méthode de liaison de valence (MVS) , découvert par Lewis en 1916. Pour une description mécanique quantique des liaisons chimiques et de la structure des molécules, une autre méthode est utilisée - méthode orbitale moléculaire (MMO) .

Méthode des liaisons de Valence

Principes de base de la formation de liaisons chimiques à l'aide de MBC :

1. Une liaison chimique est formée par des électrons de valence (non appariés).

2. Les électrons avec des spins antiparallèles appartenant à deux atomes différents deviennent courants.

3. Une liaison chimique ne se forme que si, lorsque deux atomes ou plus se rapprochent, l'énergie totale du système diminue.

4. Les principales forces agissant dans une molécule sont d'origine électrique coulombienne.

5. Plus la connexion est forte, plus les nuages ​​d’électrons en interaction se chevauchent.

Il existe deux mécanismes pour la formation de liaisons covalentes :

Mécanisme d'échange. Une liaison se forme en partageant les électrons de valence de deux atomes neutres. Chaque atome apporte un électron non apparié à une paire d'électrons commune :

Riz. 7. Mécanisme d'échange pour la formation de liaisons covalentes : UN- non polaire ; b- polaire

Mécanisme donneur-accepteur. Un atome (donneur) fournit une paire d'électrons et l'autre atome (accepteur) fournit une orbitale vide pour cette paire.

Connexions, instruit selon le mécanisme donneur-accepteur, appartiennent à composés complexes

Riz. 8. Mécanisme donneur-accepteur de formation de liaisons covalentes

Une liaison covalente présente certaines caractéristiques.

Saturation - la propriété des atomes de former un nombre strictement défini de liaisons covalentes. En raison de la saturation des liaisons, les molécules ont une certaine composition.

Directivité - t . e. la connexion est formée dans la direction du chevauchement maximal des nuages ​​d'électrons . Par rapport à la ligne reliant les centres des atomes formant la liaison, on les distingue : σ et π (Fig. 9) : σ-liaison - formée en chevauchant AO le long de la ligne reliant les centres des atomes en interaction ; Une liaison π est une liaison qui se produit dans la direction d'un axe perpendiculaire à la ligne droite reliant les noyaux d'un atome. La direction de la liaison détermine la structure spatiale des molécules, c'est-à-dire leur forme géométrique. Hybridation - il s'agit d'un changement dans la forme de certaines orbitales lors de la formation d'une liaison covalente pour obtenir un chevauchement orbital plus efficace. La liaison chimique formée avec la participation d'électrons d'orbitales hybrides est plus forte que la liaison avec la participation d'électrons d'orbitales s et p non hybrides, car un chevauchement plus important se produit. On distingue les types d'hybridation suivants (Fig. 10, Tableau 31) : hybridation sp - une orbitale s et une orbitale p se transforment en deux orbitales « hybrides » identiques, l’angle entre leurs axes est de 180°. Les molécules dans lesquelles se produit l'hybridation sp ont une géométrie linéaire (BeCl 2).

hybridation sp2- une orbitale s et deux orbitales p se transforment en trois orbitales « hybrides » identiques, l'angle entre leurs axes est de 120°. Les molécules dans lesquelles se produit l'hybridation sp 2 ont une géométrie plate (BF 3, AlCl 3).

épisode 3-hybridation- une orbitale s et trois orbitales p se transforment en quatre orbitales « hybrides » identiques dont l'angle entre les axes est de 109°28". Les molécules dans lesquelles se produit l'hybridation sp 3 ont une géométrie tétraédrique (CH 4 , NH3).

Riz. 10. Types d'hybridation des orbitales de valence : une - sp-hybridation des orbitales de valence ; b - épisode 2 - hybridation des orbitales de valence ; V - sp 3-hybridation des orbitales de valence

Composition de l'atome.

Un atome est constitué de noyau atomique Et couche électronique.

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

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

N(p +) = Z

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

UN = Z + N

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

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

La masse d’un proton est approximativement égale à la masse d’un neutron et à 1 840 fois la masse d’un électron, donc la masse d’un atome est presque égale à la masse du noyau.

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

Élément chimique- type d'atomes (ensemble d'atomes) ayant la même charge nucléaire (avec le même nombre de protons dans le noyau).

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

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

Désignation d'un atome ou d'un isotope individuel : (E - symbole de l'élément), par exemple : .

Structure de la couche électronique d'un atome

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Cette séquence est clairement exprimée par un diagramme énergétique :

La distribution des électrons d'un atome à travers les niveaux, sous-niveaux et orbitales (configuration électronique d'un atome) peut être représentée par une formule électronique, un diagramme d'énergie ou, plus simplement, par un diagramme de couches électroniques (« diagramme électronique »).

Exemples de structure électronique des atomes :

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

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

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

Tableau périodique- expression graphique de la loi périodique.

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

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

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

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

Tous les atomes d'éléments d'une même période ont le même nombre de couches électroniques, égal au numéro de période.

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

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

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

Par périodes (avec numéro de série croissant)

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

En groupe (avec numéro de série croissant)

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

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

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

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

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

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

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

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