Configurations électroniques des atomes des éléments du tableau périodique.

La distribution des électrons sur différents AO est appelée configuration électronique de l'atome... La configuration électronique la plus basse énergie correspond à état fondamental atome, d'autres configurations se réfèrent à états excités.

La configuration électronique d'un atome est représentée de deux manières - sous la forme de formules électroniques et de diagrammes de diffraction électronique. Lors de l'écriture de formules électroniques, les nombres quantiques principaux et orbitaux sont utilisés. Le sous-niveau est désigné par le nombre quantique principal (chiffre) et le nombre quantique orbital (lettre correspondante). Le nombre d'électrons sur un sous-niveau caractérise l'exposant. Par exemple, pour l'état fondamental de l'atome d'hydrogène, la formule électronique est : 1 s 1 .

La structure des niveaux électroniques peut être décrite plus en détail à l'aide de diagrammes de diffraction électronique, où la distribution sur les sous-niveaux est représentée sous la forme de cellules quantiques. Dans ce cas, l'orbitale est classiquement représentée par un carré, près duquel est placée la désignation du sous-niveau. Les sous-niveaux à chaque niveau doivent être légèrement décalés en hauteur, car leurs énergies sont légèrement différentes. Les électrons sont représentés par des flèches ou , selon le signe du nombre quantique de spin. Diagramme de diffraction électronique d'un atome d'hydrogène :

Le principe de la construction de configurations électroniques d'atomes à plusieurs électrons consiste à ajouter des protons et des électrons à un atome d'hydrogène. La répartition des électrons par niveaux et sous-niveaux d'énergie obéit aux règles précédemment envisagées : le principe de moindre énergie, le principe de Pauli et la règle de Hund.

Compte tenu de la structure des configurations électroniques des atomes, tous les éléments connus en fonction de la valeur du nombre quantique orbital du dernier sous-niveau rempli peuvent être divisés en quatre groupes : s-éléments, p-éléments, ré-éléments, F-éléments.

Dans un atome d'hélium He (Z = 2), le deuxième électron occupe 1 s-orbital, sa formule électronique : 1 s 2. Diagramme électronique :

La première période la plus courte du tableau périodique des éléments se termine par l'hélium. La configuration électronique de l'hélium est désignée.

La deuxième période est ouverte par le lithium Li (Z = 3), sa formule électronique : Diagramme électronique :

Ce qui suit sont des diagrammes de diffraction électronique simplifiés d'atomes d'éléments, dont les orbitales de même niveau d'énergie sont situées à la même hauteur. Les sous-niveaux internes entièrement remplis ne sont pas affichés.

Le lithium est suivi du béryllium Be (Z = 4), dans lequel un électron supplémentaire peuple 2 s-orbital. Formule électronique Be : 2 s 2

Dans l'état fondamental, le prochain électron de bore B (z = 5) occupe 2 R-orbitale, B : 1 s 2 2s 2 2p 1 ; son diagramme de diffraction électronique :

Les cinq éléments suivants sont configurés électroniquement :

C (Z = 6): 2 s 2 2p 2 N (Z = 7) : 2 s 2 2p 3

O (Z = 8): 2 s 2 2p 4 F (Z = 9): 2 s 2 2p 5

Ne (Z = 10) : 2 s 2 2p 6

Les configurations électroniques données sont déterminées par la règle de Hund.

Les premier et deuxième niveaux d'énergie du néon sont complètement remplis. Désignons sa configuration électronique et l'utiliserons plus loin par souci de concision pour écrire les formules électroniques d'atomes d'éléments.

Le sodium Na (Z = 11) et Mg (Z = 12) ouvrent la troisième période. Les électrons externes occupent 3 s-orbital:

Na (Z = 11): 3 s 1

mg (Z = 12) : 3 s 2

Ensuite, en partant de l'aluminium (Z = 13), 3 est rempli R-sous-niveau. La troisième période se termine par l'argon Ar (Z = 18) :

Al (Z = 13): 3 s 2 3p 1

Ar (Z = 18) : 3 s 2 3p 6

Les éléments de la troisième période diffèrent des éléments de la deuxième en ce qu'ils ont 3 libres ré-orbitales, qui peuvent participer à la formation de liaisons chimiques. Ceci explique les états de valence manifestés par les éléments.

En quatrième période, conformément à la règle ( m+je), pour le potassium K (Z = 19) et le calcium Ca (Z = 20) les électrons occupent 4 s-sous-niveau, pas 3 ré.En commençant par le scandium Sc (Z = 21) et finissant par le zinc Zn (Z = 30), le remplissage se produit3 ré-sous-niveau :

Formules électroniques ré-les éléments peuvent être représentés sous forme ionique : les sous-niveaux sont classés par ordre croissant du nombre quantique principal, et à une constante m- par ordre croissant de nombre quantique orbital. Par exemple, pour Zn, un tel enregistrement ressemblera à ceci : Ces deux enregistrements sont équivalents, mais la formule du zinc donnée précédemment reflète correctement l'ordre de remplissage des sous-niveaux.

Au rang 3 ré-éléments pour le chrome Cr (Z = 24), il y a un écart par rapport à la règle ( m+je). Conformément à cette règle, la configuration de Cr devrait ressembler à ceci : On constate que sa configuration réelle - Parfois, cet effet est appelé le « creux » de l'électron. De tels effets s'expliquent par l'augmentation de la résistance de moitié ( p 3 , ré 5 , F 7) et complètement ( p 6 , ré 10 , F 14) sous-niveaux remplis.

Dérogations à la règle ( m+je) sont également observés dans d'autres éléments (tableau 6). Cela est dû au fait qu'avec une augmentation du nombre quantique principal, les différences entre les énergies des sous-niveaux diminuent.

Ensuite, le remplissage se produit 4 p-sous-niveau (Ga - Kr). La quatrième période ne contient que 18 éléments. Remplissage 5 s-, 4ré- et 5 p- sous-niveaux dans 18 éléments de la cinquième période. Notez que l'énergie 5 s- et 4 ré- les sous-niveaux sont très proches, et un électron avec 5 s-le sous-niveau peut facilement aller jusqu'à 4 ré-sous-niveau. À 5 s-le sous-niveau Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag n'a qu'un seul électron. Condition de base 5 s- le sous-niveau Pd n'est pas rempli. Un « creux » de deux électrons est observé.

Dans la sixième période après avoir rempli 6 s-sous-niveau de césium Cs (Z = 55) et de baryum Ba (Z = 56) l'électron suivant, selon la règle ( m+je) devrait prendre 4 F-sous-niveau. Cependant, pour le lanthane La (Z = 57), un électron arrive à 5 ré-sous-niveau. À moitié rempli (4 F 7) 4F-le sous-niveau a une stabilité accrue; par conséquent, le gadolinium Gd (Z = 64), suivi de l'europium Eu (Z = 63), par 4 F-sous-niveau, le nombre précédent d'électrons (7) est conservé, et un nouvel électron arrive à 5 ré-sous-niveau, enfreignant la règle ( m+je). Dans le terbium Tb (Z = 65), l'électron suivant occupe 4 F-sous-niveau et il y a une transition électronique de 5 ré- sous-niveau (configuration 4 F 9 6s 2). Remplissage 4 F-le sous-niveau se termine à l'ytterbium Yb (Z = 70). L'électron suivant de l'atome de lutétium Lu occupe 5 ré-sous-niveau. Sa configuration électronique ne diffère de la configuration de l'atome de lanthane que lorsqu'il est complètement rempli 4 F-sous-niveau.

Tableau 6

Exceptions de ( m+je) - règles pour les 86 premiers éléments

Élément	Configuration électronique
selon la règle ( m+je)	réel
Cr (Z = 24) Cu (Z = 29) Nb (Z = 41) Mo (Z = 42) Tc (Z = 43) Ru (Z = 44) Rh (Z = 45) Pd (Z = 46) Ag ( Z = 47) La (Z = 57) Ce (Z = 58) Gd (Z = 64) Ir (Z = 77) Pt (Z = 78) Au (Z = 79)	4s 2 3ré 4 4s 2 3ré 9 5s 2 4ré 3 5s 2 4ré 4 5s 2 4ré 5 5s 2 4ré 6 5s 2 4ré 7 5s 2 4ré 8 5s 2 4ré 9 6s 2 4F 1 5ré 0 6s 2 4F 2 5ré 0 6s 2 4F 8 5ré 0 6s 2 4F 14 5ré 7 6s 2 4F 14 5ré 8 6s 2 4F 14 5ré 9	4s 1 3ré 5 4s 1 3ré 10 5s 1 4ré 4 5s 1 4ré 5 5s 1 4ré 6 5s 1 4ré 7 5s 1 4ré 8 5s 0 4ré 10 5s 1 4ré 10 6s 2 4F 0 5ré 1 6s 2 4F 1 5ré 1 6s 2 4F 7 5ré 1 6s 0 4F 14 5ré 9 6s 1 4F 14 5ré 9 6s 1 4F 14 5ré 10

Actuellement dans le tableau périodique des éléments D.I. Mendeleev, sous scandium Sc et yttrium Y sont parfois du lutétium (et non du lanthane) comme premier ré-élément, et tous les 14 éléments devant lui, y compris le lanthane, sortant dans un groupe spécial lanthanides au-delà du tableau périodique des éléments.

Les propriétés chimiques des éléments sont déterminées principalement par la structure des niveaux électroniques externes. Variation du nombre d'électrons sur le troisième à l'extérieur de 4 F- le sous-niveau a peu d'effet sur les propriétés chimiques des éléments. Par conséquent, tous les 4 F-Les éléments sont similaires dans leurs propriétés. Puis, en sixième période, 5 ré-sous-niveau (Hf - Hg) et 6 p-sous-niveau (Tl - Rn).

En septième période 7 s-le sous-niveau est rempli de france Fr (Z = 87) et de radium Ra (Z = 88). Chez les anémones, il y a un écart par rapport à la règle ( m+je), et l'électron suivant remplit 6 ré-sous-niveau, pas 5 F... Ceci est suivi d'un groupe d'éléments (Th - No) avec remplissage 5 F-sous-couches qui forment la famille actinides... Notez que 6 ré- et 5 F- les sous-niveaux ont des énergies si proches que la configuration électronique des atomes d'actinides n'obéit souvent pas à la règle ( m+je). Mais dans ce cas, la valeur de configuration exacte est 5 f t 5dm pas si important, car il affecte assez faiblement les propriétés chimiques de l'élément.

Lawrence Lr (Z = 103) reçoit un nouvel électron à 6 ré-sous-niveau. Cet élément est parfois placé dans le tableau périodique sous lutétium. La septième période n'est pas terminée. Les éléments 104 à 109 sont instables et leurs propriétés sont peu connues. Ainsi, avec une augmentation de la charge nucléaire, des structures électroniques similaires des niveaux externes se répètent périodiquement. À cet égard, il faut s'attendre à des changements périodiques dans diverses propriétés des éléments.

Notez que les configurations électroniques décrites se réfèrent à des atomes isolés en phase gazeuse. La configuration d'un atome d'un élément peut être complètement différente si l'atome est dans un solide ou une solution.

La structure des couches électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes: éléments $ s- $, $ p- $ et $ d- $. Configuration électronique de l'atome. Etat fondamental et excité des atomes

Le concept d'atome est né dans le monde antique pour la désignation de particules de matière. Traduit du grec, atome signifie "indivisible".

Électrons

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

Quelques années après que l'électron ait reçu son nom, le physicien anglais Joseph Thomson et le physicien français Jean Perrin ont prouvé que les électrons portent une charge négative. C'est la plus petite charge négative, qui en chimie est considérée comme une unité de $ (- 1) $. Thomson a même réussi à déterminer la vitesse de déplacement d'un électron (elle est égale à la vitesse de la lumière - 300 000 $ km/s) et la masse d'un électron (c'est 1836 $ fois moins que la masse d'un atome d'hydrogène) .

Thomson et Perrin ont connecté les pôles d'une source d'alimentation à deux plaques métalliques - une cathode et une anode, soudées dans un tube de verre d'où l'air était évacué. Lorsqu'une tension d'environ 10 000 volts a été appliquée aux électrodes plates, une décharge lumineuse a éclaté dans le tube et des particules ont volé de la cathode (pôle négatif) à l'anode (pôle positif), que les scientifiques ont d'abord appelé rayons cathodiques et puis ils ont compris que c'était un flux d'électrons. Les électrons frappant des substances spéciales appliquées, par exemple, sur un écran de télévision, provoquent une lueur.

Il a été conclu que des électrons sont éjectés des atomes du matériau à partir duquel la cathode est faite.

Les électrons libres ou leur flux peuvent également être obtenus par d'autres méthodes, par exemple lorsqu'un fil métallique est chauffé ou lorsque la lumière tombe sur des métaux formés par des éléments du sous-groupe principal I du groupe I du tableau périodique (par exemple, le césium).

L'état des électrons dans un atome

L'état d'un électron dans un atome est compris comme un ensemble d'informations sur énergie un certain électron dans espacer dans lequel il se trouve. Nous savons déjà qu'un électron dans un atome n'a pas de trajectoire de mouvement, c'est-à-dire on ne peut parler que de probabilités le trouver dans l'espace autour du noyau. Il peut être localisé dans n'importe quelle partie de cet espace entourant le noyau, et la totalité de ses différentes positions est considérée comme un nuage d'électrons avec une certaine densité de charge négative. Au sens figuré, cela peut être imaginé comme suit : s'il était possible, après des centièmes ou des millionièmes de seconde, de photographier la position de l'électron dans l'atome, comme dans la photofinition, alors l'électron dans de telles photographies serait représenté comme un point. Le chevauchement d'innombrables photographies de ce type donnerait une image du nuage d'électrons avec la densité la plus élevée là où il y a la plupart de ces points.

La figure montre une "coupe" d'une telle densité électronique dans un atome d'hydrogène traversant le noyau, et la ligne pointillée définit une sphère, à l'intérieur de laquelle la probabilité de détecter un électron est de 90 % $. Le contour le plus proche du noyau couvre la région de l'espace dans laquelle la probabilité de détecter un électron est de 10 % $, la probabilité de détecter un électron à l'intérieur du deuxième contour à partir du noyau est de 20 % $, à l'intérieur du troisième - $ ≈ 30% $, etc. Il y a une certaine incertitude dans l'état de l'électron. Pour caractériser cet état particulier, le physicien allemand W. Heisenberg a introduit le concept de principe d'incertitude, c'est à dire. a montré qu'il est impossible de déterminer simultanément et précisément l'énergie et la localisation de l'électron. Plus l'énergie de l'électron est déterminée avec précision, plus sa position est incertaine, et vice versa, ayant déterminé la position, il est impossible de déterminer l'énergie de l'électron. La région de la probabilité de détecter un électron n'a pas de limites claires. Cependant, il est possible de distinguer l'espace où la probabilité de trouver un électron est maximale.

L'espace autour du noyau atomique, dans lequel l'électron est le plus susceptible de se trouver, s'appelle l'orbitale.

Il contient environ 90 % $ du nuage d'électrons, ce qui signifie qu'environ 90 % $ du temps que l'électron passe dans cette partie de l'espace. Selon la forme, il existe 4 $ des types d'orbitales actuellement connus, qui sont désignés par les lettres latines $ s, p, d $ et $ f $. Une représentation graphique de certaines formes d'orbitales électroniques est montrée dans la figure.

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

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

Il caractérise l'énergie des électrons occupant un niveau d'énergie donné. L'énergie la plus basse est possédée par les électrons du premier niveau d'énergie, le plus proche du noyau. Comparés aux électrons du premier niveau, les électrons des niveaux suivants se caractérisent par une grande réserve d'énergie. Par conséquent, les électrons du niveau externe sont moins fermement liés au noyau de l'atome.

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

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

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

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

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

Chaque valeur de $ n $ correspond au nombre d'orbitales égal à $ n ^ 2 $. Selon les données présentées dans le tableau, il est possible de tracer la relation du nombre quantique principal $ n $ avec le nombre de sous-niveaux, le type et le nombre d'orbitales, et le nombre maximum d'électrons au sous-niveau et au niveau.

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

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

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

• $ s $ -sublevel - le premier, le plus proche du noyau atomique, sous-niveau de chaque niveau d'énergie, se compose d'une $ s $ -orbital;
• $ p $ -sublevel - le deuxième sous-niveau de chacun, à l'exception du premier niveau d'énergie, se compose de trois $ p $ -orbitals ;
• $ d $ -sublayer - le troisième sous-niveau de chacun, à partir du troisième niveau d'énergie, se compose de cinq $ d $ -orbitals ;
• La sous-couche $ f $ de chacun, à partir du quatrième niveau d'énergie, se compose de sept $ f $ -orbitales.

Noyau de l'atome

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

Il existe trois types de rayons radioactifs :

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

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

Comment fonctionne un atome ?

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

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

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

L'atome de n'importe quel élément chimique est comparable au minuscule système solaire. Par conséquent, ce modèle de l'atome, proposé par Rutherford, est appelé planétaire.

Protons et neutrons

Il s'avère que le minuscule noyau atomique, dans lequel se concentre toute la masse de l'atome, se compose de deux types de particules - les protons et les neutrons.

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

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

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

Puisque la masse de l'électron, qui est négligeable, peut être négligée, il est évident que toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau. Les électrons sont notés ainsi : $ e↖ (-) $.

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

Comme vous le savez, la masse d'un atome est constituée de la masse des protons et des neutrons. Connaissant le nombre ordinal de l'élément $ (Z) $, c'est-à-dire le nombre de protons, et le nombre de masse $ (A) $, égal à la somme des nombres de protons et de neutrons, vous pouvez trouver le nombre de neutrons $ (N) $ par la formule :

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

$56 – 26 = 30$.

Le tableau présente les principales caractéristiques des particules élémentaires.

Caractéristiques de base des particules élémentaires.

Isotopes

Une variété d'atomes du même élément, qui ont la même charge nucléaire, mais des nombres de masse différents, sont appelés isotopes.

Mot isotope se compose de deux mots grecs : isos- le même et topos- place, signifie "occupant une place" (cellule) dans le tableau périodique des éléments.

Les éléments chimiques naturels sont un mélange d'isotopes. Ainsi, le carbone a trois isotopes de masses 12, 13, 14 $ ; oxygène - trois isotopes avec des masses de 16 $, 17, 18 $, etc.

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

$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ et $ ↖ (37) ↙ (17) (Cl) $

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

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

Cependant, les propriétés des isotopes de l'hydrogène diffèrent considérablement en raison d'une forte augmentation multiple de leur masse atomique relative; on leur a même attribué des noms individuels et des signes chimiques : protium - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $ ; deutérium - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $, ou $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $; tritium - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $, ou $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.

Vous pouvez maintenant donner une définition moderne, plus rigoureuse et scientifique d'un élément chimique.

Un élément chimique est un ensemble d'atomes ayant la même charge nucléaire.

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

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

Éléments de la première période.

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

Les formules électroniques des atomes montrent la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie et en dessous des niveaux.

Les formules électroniques graphiques des atomes montrent la distribution des électrons non seulement sur les niveaux et en dessous des niveaux, mais aussi sur les orbitales.

Dans un atome d'hélium, la première couche d'électrons est complète - il contient 2 $ d'électrons.

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

Éléments de la deuxième période.

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

Dans l'atome de néon, la deuxième couche d'électrons est complète - il contient 8 $ d'électrons.

Éléments de la troisième période.

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

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

L'orbitale électronique à 3,5 $ est en cours d'achèvement à l'atome de magnésium. $ Na $ et $ Mg $ sont des $ s $ -éléments.

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

$ ↙ (18) (Ar) $ Argon

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

Dans un atome d'argon sur la couche externe (troisième couche électronique) il y a 8 $ d'électrons. Au fur et à mesure que la couche externe est terminée, mais au total dans la troisième couche électronique, comme vous le savez déjà, il peut y avoir 18 électrons, ce qui signifie que les éléments de la troisième période restent vides en orbitales $ 3d $.

Tous les éléments de $ Al $ à $ Ar $ - $ p $ -éléments.

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

Éléments de la quatrième période.

Une quatrième couche d'électrons apparaît pour les atomes de potassium et de calcium, et le sous-niveau $ 4s $ est rempli, puisque il a moins d'énergie que le sous-niveau $ 3d $. Pour simplifier les formules électroniques graphiques des atomes des éléments de la quatrième période :

1. désignons la formule électronique graphique de l'argon comme suit : $ Ar $;
2. nous ne décrirons pas les sous-niveaux qui ne sont pas remplis par ces atomes.

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

Faites attention à la structure des couches électroniques des atomes de chrome et de cuivre. En eux, un électron "tombe" de $ 4s- $ au sous-niveau $ 3d $, ce qui s'explique par la stabilité énergétique plus élevée des configurations d'électrons résultantes $ 3d ^ 5 $ et $ 3d ^ (10) $ :

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

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

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

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

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

Au niveau de l'atome de krypton, la couche externe (quatrième) est complète, contient 8 $ d'électrons. Mais au total dans la quatrième couche électronique, comme vous le savez, il peut y avoir 32 $ $ d'un électron; pour l'atome de krypton, les sous-niveaux $ 4d- $ et $ 4f $ sont toujours vides.

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

$ 4f $ -éléments sont appelés lanthanides.

$ 5f $ -éléments sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période : $ ↙ (55) Cs $ et $ ↙ (56) Ва $ - $ 6s $ -éléments ; $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element; $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -éléments; $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -éléments ; $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -éléments. Mais même ici, il existe des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est violé, ce qui, par exemple, est associé à une stabilité énergétique plus élevée des sous-niveaux $ f $ complètement remplis, c'est-à-dire $ nf ^ 7 $ et $ nf ^ (14) $.

Selon le dernier sous-niveau de l'atome rempli d'électrons, tous les éléments, comme vous l'avez déjà compris, sont divisés en quatre familles électroniques, ou blocs :

1. $ s $ -éléments; les électrons remplissent le sous-niveau $ s $ du niveau externe de l'atome ; Les éléments $ s $ comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II ;
2. $ p $ -éléments; le sous-niveau $ p $ du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; $ p $ -elements comprennent des éléments des sous-groupes principaux des groupes III – VIII ;
3. $ d $ -éléments; les électrons remplissent le sous-niveau $ d $ du niveau pré-extérieur de l'atome ; Les éléments $ d $ incluent les éléments des sous-groupes secondaires des groupes I à VIII, c'est-à-dire éléments de plug-in décennies de grandes périodes situés entre $ s- $ et $ p- $ éléments. Ils sont aussi appelés éléments de transition;
4. $ f $ -éléments; les électrons remplissent le sous-niveau $ f- $ du tiers en dehors du niveau de l'atome ; ceux-ci incluent les lanthanides et les actinides.

Configuration électronique de l'atome. Etat fondamental et excité des atomes

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

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

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

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

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

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

$ p- $ Orbital a la forme d'un haltère ou d'un huit volumétrique. Les trois $ p $ -orbitales sont situées dans l'atome mutuellement perpendiculaires le long des coordonnées spatiales tracées à travers le noyau atomique. Il convient de souligner encore une fois que chaque niveau d'énergie (couche d'électrons), à partir de $ n = 2 $, a trois $ p $ -orbitales. Au fur et à mesure que la valeur de $ n $ augmente, les électrons occupent des orbitales $ р $ situées à de grandes distances du noyau et dirigées le long des axes $ x, y, z $.

Pour les éléments de la deuxième période $ (n = 2) $, un premier $ s $ -orbital est rempli, puis trois $ p $ -orbital ; formule électronique $ Li : 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. L'électron $ 2s ^ 1 $ est moins lié au noyau de l'atome, donc un atome de lithium peut facilement en faire don (comme vous vous en souvenez évidemment, ce processus s'appelle l'oxydation), se transformant en un ion lithium $ Li ^ + $.

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

Le cinquième électron de l'atome de bore est occupé par l'orbitale $ 2p $ : $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. Ensuite, les atomes $ C, N, O, F $ sont remplis de $ 2p $ -orbitales, qui se terminent par le gaz noble du néon : $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.

Pour les éléments de la troisième période, les orbitales $ 3s- $ et $ 3p $ - sont remplies respectivement. Dans ce cas, cinq $ d $ -orbitales du troisième niveau restent libres :

$ ↙ (11) Na 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (1) $,

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

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

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

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

Pour les éléments de grandes périodes (quatrième et cinquième), les deux premiers électrons occupent respectivement $ 4s- $ et $ 5s $ -orbitales : $ ↙ (19) K 2, 8, 8, 1 ; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, 18 $, 8, 2. À partir du troisième élément de chaque grande période, les dix électrons suivants entreront respectivement dans les orbitales $ 3d- $ et $ 4d- $ précédentes (pour les éléments des sous-groupes latéraux) : $ ↙ (23) V 2, 8, 11, 2 ; $ $ ↙ ( 26) Fr 2, 8, 14, 2 ; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2 ; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. En règle générale, lorsque la sous-couche $ d $ - précédente est remplie, le sous-niveau externe (respectivement $ 4p- $ et $ 5p- $) $ p- $ commence à se remplir : $ ↙ (33) As 2, 8, 18 , 5 ; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

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

Ensuite, les prochains électrons $ 14 $ entreront dans le troisième niveau d'énergie externe, les orbitales $ 4f $ et $ 5f $, respectivement, des lantonoïdes et des actinides : $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ; $ $ ↙ (92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Ensuite, le deuxième niveau d'énergie extérieur ($ d $ -sous-niveau) pour les éléments des sous-groupes secondaires recommencera à se constituer : $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2 ; $ $ ↙ (104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. Et, enfin, ce n'est qu'après le remplissage complet de la sous-couche $ d $ avec dix électrons que le sous-niveau $ p $ sera à nouveau rempli : $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .

Très souvent, la structure des couches d'électrons des atomes est représentée à l'aide d'énergie, ou de cellules quantiques - ce qu'on appelle formules électroniques graphiques... Pour cette notation, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; chaque électron est indiqué par une flèche correspondant à la direction du spin. Lors de la rédaction d'une formule électronique graphique, deux règles doivent être rappelées : Le principe de Pauli, selon laquelle il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une cellule (orbitale), mais avec des spins antiparallèles, et F. Règle de Hund, selon laquelle les électrons occupent les cellules libres d'abord un à la fois et ont la même valeur de spin, et ensuite seulement par paire, mais les spins, selon le principe de Pauli, seront déjà dirigés de manière opposée.

Le physicien suisse W. Pauli a établi en 1925 que dans un atome dans une orbitale, il ne peut y avoir plus de deux électrons ayant des spins opposés (antiparallèles) (traduit de l'anglais par "spindle"), c'est-à-dire possédant des propriétés qui peuvent être conventionnellement représenté comme la rotation d'un électron autour de son axe imaginaire : dans le sens horaire ou antihoraire. Ce principe est appelé principe de Pauli.

S'il y a un électron dans l'orbitale, on l'appelle non apparié, s'il y en a deux, ce sont des électrons appariés, c'est-à-dire des électrons avec des spins opposés.

La figure 5 montre un diagramme de la division des niveaux d'énergie en sous-niveaux.

Le S-Orbital, comme vous le savez déjà, est sphérique. L'électron de l'atome d'hydrogène (s = 1) est situé dans cette orbitale et n'est pas apparié. Par conséquent, sa formule électronique ou configuration électronique s'écrira comme suit : 1s 1. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est indiqué par le chiffre devant la lettre (1...), la lettre latine désigne le sous-niveau (type d'orbitale), et le chiffre écrit en haut à droite de la lettre (en tant qu'exposant) montre le nombre d'électrons sur le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium He, qui a deux électrons appariés dans une orbitale s, cette formule est : 1s 2.

La couche électronique de l'atome d'hélium est complète et très stable. L'hélium est un gaz noble.

Au deuxième niveau d'énergie (n = 2), il y a quatre orbitales : une s et trois p. Les électrons des orbitales s du deuxième niveau (orbitales 2s) ont une énergie plus élevée, car ils sont plus éloignés du noyau que les électrons de l'orbitale 1s (n = 2).

En général, pour chaque valeur de n, il y a une orbitale s, mais avec une réserve correspondante d'énergie électronique et, par conséquent, avec un diamètre correspondant qui augmente à mesure que la valeur de n augmente.

Le R-Orbital a la forme d'un haltère ou d'un huit volumétrique. Les trois orbitales p sont situées dans l'atome mutuellement perpendiculaires le long des coordonnées spatiales tracées à travers le noyau de l'atome. Il convient de souligner encore une fois que chaque niveau d'énergie (couche d'électrons), à partir de n = 2, a trois orbitales p. Avec une augmentation de la valeur de n, les électrons animent des orbitales p situées à de grandes distances du noyau et dirigées le long des axes x, y, r.

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

Dans l'atome de béryllium Be 0, le quatrième électron est également situé dans l'orbitale 2s : 1s 2 2s 2. Les deux électrons externes de l'atome de béryllium sont facilement arrachés - Be 0 est oxydé en cation Be 2+.

Le cinquième électron de l'atome de bore est occupé par une orbitale 2p : 1s 2 2s 2 2p 1. De plus, au niveau des atomes C, N, O, E, les orbitales 2p sont remplies, ce qui se termine par le gaz noble du néon : 1s 2 2s 2 2p 6.

Pour les éléments de la troisième période, les orbitales Sv et 3p sont respectivement remplies. Dans ce cas, cinq orbitales d du troisième niveau restent libres :

Parfois, dans les diagrammes illustrant la distribution des électrons dans les atomes, seul le nombre d'électrons à chaque niveau d'énergie est indiqué, c'est-à-dire que les formules électroniques abrégées des atomes des éléments chimiques sont écrites, contrairement aux formules électroniques complètes données ci-dessus.

Dans les éléments de grandes périodes (quatrième et cinquième), les deux premiers électrons occupent respectivement les 4e et 5e orbitales : 19 K 2, 8, 8, 1 ; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. À partir du troisième élément de chaque grande période, les dix électrons suivants entreront respectivement dans les orbitales 3d et 4d précédentes (pour les éléments des sous-groupes latéraux) : 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. En règle générale, lorsque le sous-niveau d précédent est rempli, le sous-niveau p externe (respectivement 4p et 5p) commence à se remplir.

Pour les éléments de grandes périodes - le sixième et le septième inachevé - les niveaux et sous-niveaux électroniques sont généralement remplis d'électrons, comme suit : les deux premiers électrons iront au sous-niveau B externe : 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2 ; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; l'électron suivant (pour Na et Ac) au précédent (sous-niveau p : 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 et 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Ensuite, les 14 prochains électrons entreront dans le troisième niveau d'énergie externe sur les orbitales 4f et 5f, respectivement, pour les lanthanides et les actinides.

Ensuite, le deuxième niveau d'énergie extérieure (d-sous-niveau) recommencera à se constituer : pour les éléments des sous-groupes secondaires : 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2 ; 104 Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - et, enfin, ce n'est qu'après un remplissage complet avec dix électrons de ce niveau égal que le sous-niveau p extérieur sera à nouveau rempli :

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Très souvent, la structure des couches électroniques des atomes est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - les formules électroniques dites graphiques sont écrites. Pour cette notation, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; chaque électron est indiqué par une flèche correspondant à la direction du spin. Lors de l'écriture d'une formule électronique graphique, il faut se souvenir de deux règles : le principe de Pauli, selon lequel il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une cellule (orbitale), mais avec des spins antiparallèles, et la règle de F. Hund, selon laquelle les électrons occupent les cellules libres (orbitales), sont situées dans elles d'abord une à la fois et ont la même valeur de spin, puis s'apparient seulement, mais les spins seront dirigés de manière opposée selon le principe de Pauli.

En conclusion, nous considérerons à nouveau l'affichage des configurations électroniques des atomes d'éléments par les périodes du système D. I. Mendeleev. Les diagrammes de la structure électronique des atomes montrent la répartition des électrons sur les couches électroniques (niveaux d'énergie).

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

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

Éléments de la deuxième période

Pour tous les éléments de la deuxième période, la première couche d'électrons est remplie et les électrons remplissent les orbitales e et p de la deuxième couche d'électrons conformément au principe de moindre énergie (d'abord s- puis p) et le Pauli et Hund règles (tableau 2).

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

Tableau 2 La structure des couches électroniques des atomes des éléments de la deuxième période

Le bout du tableau. 2

Li, Be - éléments B.

B, C, N, O, F, Ne - éléments p, ces atomes sont remplis d'électrons de l'orbitale p.

Éléments de la troisième période

Pour les atomes d'éléments de la troisième période, les première et deuxième couches d'électrons sont terminées, par conséquent, la troisième couche électronique est remplie, dans laquelle les électrons peuvent occuper les sous-niveaux Зs, 3p et Зd (tableau 3).

Tableau 3 La structure des couches électroniques des atomes des éléments de la troisième période

Au niveau de l'atome de magnésium, l'orbite de l'électron Zs est en cours d'achèvement. Na et Mg — éléments s.

Il y a 8 électrons dans l'atome d'argon sur la couche externe (troisième couche électronique). En tant que couche externe, elle est complète, mais au total dans la troisième couche électronique, comme vous le savez déjà, il peut y avoir 18 électrons, ce qui signifie que les éléments de la troisième période ne sont pas remplis d'orbitales 3D.

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

Pour les atomes de potassium et de calcium, une quatrième couche d'électrons apparaît, le sous-niveau 4s est rempli (tableau 4), car il a une énergie plus faible que le sous-niveau 3d. Pour simplifier les formules électroniques graphiques des atomes des éléments de la quatrième période : 1) on note la formule électronique conditionnellement graphique de l'argon comme suit :
Ar;

2) nous ne décrirons pas les sous-niveaux qui ne sont pas remplis par ces atomes.

Tableau 4 La structure des couches électroniques des atomes des éléments de la quatrième période

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

Faites attention à la structure des couches électroniques des atomes de chrome et de cuivre. En eux, il y a un « creux » d'un électron du 4e au 3e sous-niveau, ce qui s'explique par la stabilité énergétique plus élevée des configurations électroniques résultantes Зd 5 et Зd 10 :

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

Dans les éléments suivant le zinc, la quatrième couche électronique, le sous-niveau 4p, continue d'être remplie : les éléments de Ga à Kr sont des éléments p.

Au niveau de l'atome de krypton, la couche externe (quatrième) est complète, elle possède 8 électrons. Mais au total dans la quatrième couche électronique, comme vous le savez, il peut y avoir 32 électrons ; pour l'atome de krypton, les sous-niveaux 4d et 4f sont encore vides.

Pour les éléments de la cinquième période, les sous-niveaux sont remplis dans l'ordre suivant : 5s -> 4d -> 5p. Et il y a aussi des exceptions liées au « creux » des électrons, en 41 Nb, 42 MO, etc.

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

Les éléments 4f sont appelés lanthanides.

Les 5f-éléments sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période: 55 s et 56 Ва - 6s-éléments;

57 Lа ... 6s 2 5d 1 - élément 5d ; 58 Ce - 71 Lu - 4f-éléments ; 72 Hf - 80 Hg - 5d-éléments ; 81 l— 86 Rn - 6p-éléments. Mais même ici, il existe des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est "violé", ce qui, par exemple, est associé à une stabilité énergétique plus élevée des sous-niveaux f à moitié et complètement remplis, c'est-à-dire nf 7 et nf 14.

Selon le dernier sous-niveau de l'atome rempli d'électrons, tous les éléments, comme vous l'avez déjà compris, sont divisés en quatre familles ou blocs électroniques (Fig. 7).

1) s-Éléments ; rempli d'électrons dans le sous-niveau du niveau externe de l'atome ; les éléments s comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II ;

2) éléments p; le sous-niveau p du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; les éléments p comprennent des éléments des sous-groupes principaux des groupes III-VIII ;

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

4) éléments f, remplis d'électrons f-sous-niveau du tiers en dehors du niveau de l'atome ; ceux-ci incluent les lanthanides et les actinides.

1. Que se passerait-il si le principe de Pauli n'était pas observé ?

2. Que se passerait-il si la règle de Hund n'était pas suivie ?

3. Faire des schémas de la structure électronique, des formules électroniques et des formules électroniques graphiques des atomes des éléments chimiques suivants : Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Écrivez la formule électronique de l'élément 110 en utilisant le symbole du gaz rare correspondant.

5. Qu'est-ce que le « creux » d'un électron ? Donnez des exemples d'éléments dans lesquels ce phénomène est observé, notez leurs formules électroniques.

6. Comment l'appartenance d'un élément chimique à une famille électronique particulière est-elle déterminée ?

7. Comparez les formules électroniques et graphiques électroniques de l'atome de soufre. Quelles informations supplémentaires contient la dernière formule ?

L'arrangement des électrons dans les niveaux d'énergie et les orbitales est appelé configuration électronique. La configuration peut être représentée sous la forme de formules dites électroniques, dans lesquelles le nombre devant indique le nombre du niveau d'énergie, puis la lettre indique le sous-niveau, et en haut à droite de la lettre - le nombre d'électrons sur ce sous-niveau. La somme de ces derniers nombres correspond à la valeur de la charge positive du noyau atomique. Par exemple, les formules électroniques du soufre et du calcium auront la forme suivante : S (+ 16) - ls22s22p63s23p \ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Le remplissage des niveaux électroniques s'effectue selon le principe de moindre énergie : l'état le plus stable d'un électron dans un atome correspond à un état de valeur d'énergie minimale. Par conséquent, les couches avec les valeurs énergétiques les plus faibles sont remplies en premier. Le scientifique soviétique V. Klechkovsky a découvert que l'énergie d'un électron augmente avec une augmentation de la somme des nombres quantiques principaux et orbitaux (n + /)> par conséquent, le remplissage des couches d'électrons se produit dans l'ordre d'augmenter la somme de les nombres quantiques principaux et orbitaux. Si pour deux sous-niveaux les sommes (n -f1) sont égales, alors d'abord les sous-niveaux avec le plus petit n et le plus grand l9 sont remplis puis les sous-niveaux avec plus grand n et moins L. Soit, par exemple, la somme (n + / ) « 5. Cette somme correspond à la combinaison suivante de si I : n = 3 ; / 2 ; n * "4; 1-1 ; l = / - 0. Sur cette base, le sous-niveau d du troisième niveau d'énergie doit être rempli en premier, puis le sous-niveau 4p doit être rempli et seulement après cela, le sous-niveau s du cinquième niveau d'énergie doit être rempli. Tout ce qui précède détermine l'ordre suivant de remplissage des électrons dans les atomes : Exemple 1 Dessinez la formule électronique de l'atome de sodium. Solution Sur la base de la position dans le système périodique, il est établi que le sodium est un élément de la troisième période. Cela indique que les électrons de l'atome de sodium sont situés à trois niveaux d'énergie. Par le nombre ordinal de l'élément, le nombre total d'électrons à ces trois niveaux est déterminé - onze. Au premier niveau d'énergie (nc1, / = 0; sous-niveau s), le nombre maximal d'électrons est // « 2n2, N = 2. La distribution des électrons au sous-niveau s du niveau d'énergie I est affichée par le record - Is2, Au niveau d'énergie II, n = 2, I « 0 (sous-niveau s) et I = 1 (sous-niveau p), le nombre maximum d'électrons est de huit. Puisque le sous-niveau S contient le maximum de 2d, le sous-niveau p aura 6d. La distribution des électrons au niveau d'énergie II est affichée par l'enregistrement - 2s22p6. Au troisième niveau d'énergie, les sous-niveaux S, p et d sont possibles. À l'atome de sodium au niveau d'énergie III, il n'y a qu'un seul électron qui, selon le principe de moindre énergie, occupera le sous-niveau Sv. En combinant les enregistrements de la distribution des électrons sur chaque couche en un seul, la formule électronique de l'atome de sodium est obtenue : ls22s22p63s1. La charge positive de l'atome de sodium (+11) est compensée par le nombre total d'électrons (11). De plus, la structure des couches d'électrons est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques (orbitales) - ce sont les formules électroniques dites graphiques. Chacune de ces cellules est désignée par un rectangle Q, l'électron t> le sens de la flèche caractérise le spin de l'électron. Selon le principe de Pauli, un (non apparié) ou deux électrons (appariés) sont placés dans une cellule (orbite-li). La structure électronique d'un atome de sodium peut être représentée par le schéma suivant : Lors du remplissage des cellules quantiques, il est nécessaire de connaître la règle de Gund : un état stable d'un atome correspond à une répartition des électrons au sein du sous-niveau énergétique (p, d, f) auquel la valeur absolue du spin total de l'atome est maximale. Ainsi, si deux électrons occupent une orbitale \] j \ \ \, alors leur spin total sera égal à zéro. En remplissant deux orbitales avec des électrons de 1 m 111, je donnerai un spin total égal à l'unité. Sur la base du principe de Gund, la distribution des électrons sur les cellules quantiques, par exemple, pour les atomes 6C et 7N, sera la suivante Questions et problèmes pour une solution indépendante 1. Énumérez toutes les dispositions théoriques de base nécessaires pour remplir les électrons des atomes. 2. Montrer la validité du principe de moindre énergie par l'exemple du remplissage d'électrons dans des atomes de calcium et de scandium, de strontium, d'yttrium et d'indium. 3. Laquelle des formules électroniques graphiques de l'atome de phosphore (état non excité) est correcte ? Motivez votre réponse en utilisant la règle de Gund. 4. Notez tous les nombres quantiques des électrons des atomes : a) sodium, silicium ; b) phosphore, chlore; c) soufre, argon. 5. Faites les formules électroniques des atomes de l'élément s des première et troisième périodes. 6. Composez la formule électronique de l'atome d'élément p de la cinquième période, dont le niveau d'énergie externe a la forme 5s25p5. Quelles sont ses propriétés chimiques ? 7. Dessinez la distribution orbitale des électrons dans les atomes de silicium, de fluor, de krypton. 8. Composez la formule électronique d'un élément dans l'atome duquel l'état énergétique de deux électrons du niveau externe est décrit par les nombres quantiques suivants : n - 5 ; 0 ; t1 = 0 ; ma = + 1/2 ; que "-1/2. 9. Les niveaux d'énergie externe et avant-dernier des atomes ont la forme suivante : a) 3d24s2 ; b) 4d105s1 ; c) 5s25p6. Composez les formules électroniques des atomes des éléments. Spécifiez les éléments p et d. 10. Faire les formules électroniques des atomes d'éléments d, qui ont 5 électrons sur le sous-niveau d. 11. Dessinez la distribution des électrons sur les cellules quantiques dans les atomes de potassium, de chlore, de néon. 12. La couche électronique externe d'un élément est exprimée par la formule 3s23p4. Déterminez le numéro de série et le nom de l'élément. 13. Notez les configurations électroniques des ions suivants : 14. Les atomes O, Mg, Ti contiennent-ils des électrons de niveau M ? 15. Quelles particules d'atomes sont isoélectroniques, c'est-à-dire contiennent le même nombre d'électrons: 16. Combien de niveaux électroniques d'atomes dans l'état S2 ", S4 +, S6 +? 17. Combien d'orbitales d libres dans Sc, Ti, V atomes ? Écrivez les formules électroniques des atomes de ces éléments. 18. Indiquez le nombre ordinal de l'élément qui : a) se termine le remplissage du sous-niveau 4c1 avec des électrons ; b) le remplissage du sous-niveau 4p avec des électrons commence. 19. Indiquez les caractéristiques des configurations électroniques des atomes de cuivre et de chrome. Les électrons 4b contiennent des atomes de ces éléments dans un état stable ? 20. Combien d'orbitales 3p vacantes un atome de silicium a-t-il dans un Etat?

Symbole de Lewis : Diagramme électronique : Un seul électron d'un atome d'hydrogène peut participer à la formation d'une seule liaison chimique avec d'autres atomes : Nombre de liaisons covalentes , qui forme un atome dans un composé donné, le caractérise valence ... Dans tous les composés, l'atome d'hydrogène est monovalent. Hélium L'hélium, comme l'hydrogène, est un élément de la première période. Dans sa seule couche quantique, il a un s-orbitale contenant deux électrons à spins antiparallèles (paire d'électrons isolés). Symbole de Lewis : Pas:... Configuration électronique 1 s 2, sa représentation graphique : Dans l'atome d'hélium il n'y a pas d'électrons non appariés, pas d'orbitales libres. Son niveau d'énergie est complet. Les atomes avec une couche quantique complète ne peuvent pas former de liaisons chimiques avec d'autres atomes. Ils s'appellent noble ou des gaz inertes. L'hélium est leur premier représentant. DEUXIÈME PÉRIODE Lithium Atomes de tous les éléments seconde période ont deux niveaux d'énergie. La couche quantique interne est le niveau d'énergie complet de l'atome d'hélium. Comme indiqué ci-dessus, sa configuration ressemble à 1 s 2, mais la notation sténographique peut également être utilisée pour le décrire :. Dans certaines sources littéraires, il est désigné [K] (par le nom de la première couche électronique). La deuxième couche quantique de lithium contient quatre orbitales (22 = 4) : une s et trois R. Configuration électronique d'un atome de lithium : 1 s 22s 1 ou 2 s 1. À l'aide du dernier enregistrement, seuls les électrons de la couche quantique externe (électrons de valence) sont libérés. Le symbole de Lewis pour le lithium est Li... Représentation graphique de la configuration électronique :
Béryllium Configuration électronique - 2s2. Schéma électronique de la couche quantique externe :
Bore Configuration électronique - 2s22p1. Un atome de bore peut passer dans un état excité. Schéma électronique de la couche quantique externe :

Dans un état excité, un atome de bore possède trois électrons non appariés et peut former trois liaisons chimiques : BF3, B2O3. Dans ce cas, l'atome de bore conserve une orbitale libre, qui peut participer à la formation d'une liaison par le mécanisme donneur-accepteur. Carbone Configuration électronique - 2s22p2. Schémas électroniques de la couche quantique externe d'un atome de carbone dans les états fondamental et excité :

Un atome de carbone non excité peut former deux liaisons covalentes en raison de l'appariement d'électrons et une par le mécanisme donneur-accepteur. Un exemple d'un tel composé est le monoxyde de carbone (II), qui a la formule CO et est appelé monoxyde de carbone. Sa structure sera discutée plus en détail dans la section 2.1.2. Un atome de carbone excité est unique : toutes les orbitales de sa couche quantique externe sont remplies d'électrons non appariés, c'est-à-dire le nombre d'orbitales de valence et d'électrons de valence est le même. Le partenaire idéal pour lui est l'atome d'hydrogène, qui a un électron dans une seule orbitale. Ceci explique leur capacité à former des hydrocarbures. Avec quatre électrons non appariés, un atome de carbone forme quatre liaisons chimiques : CH4, CF4, CO2. Dans les molécules des composés organiques, l'atome de carbone est toujours dans un état excité :
L'atome d'azote ne peut pas être excité car il n'y a pas d'orbitale libre dans sa couche quantique externe. Il forme trois liaisons covalentes dues à l'appariement des électrons :
Avec deux électrons non appariés dans la couche externe, l'atome d'oxygène forme deux liaisons covalentes :
Néon Configuration électronique - 2s22p6. Symbole de Lewis : Schéma électronique de la couche quantique externe :

L'atome de néon a un niveau d'énergie externe complet et ne forme de liaisons chimiques avec aucun atome. C'est le deuxième gaz noble. TROISIÈME PÉRIODE Les atomes de tous les éléments de la troisième période ont trois couches quantiques. La configuration électronique des deux niveaux d'énergie internes peut être représentée comme. La couche externe d'électrons contient neuf orbitales, qui sont peuplées d'électrons, obéissant à des lois générales. Ainsi, pour l'atome de sodium, la configuration électronique a la forme : 3s1, pour le calcium - 3s2 (à l'état excité - 3s13p1), pour l'aluminium - 3s23p1 (à l'état excité - 3s13p2). Contrairement aux éléments de la deuxième période, les atomes des éléments des groupes V - VII de la troisième période peuvent exister à la fois dans le sol et dans les états excités. Phosphore Le phosphore est un élément du cinquième groupe. Sa configuration électronique est 3s23p3. Comme l'azote, il possède trois électrons non appariés au niveau d'énergie externe et forme trois liaisons covalentes. Un exemple est la phosphine de formule PH3 (comparer avec l'ammoniac). Mais le phosphore, contrairement à l'azote, contient des orbitales d libres dans la couche quantique externe et peut passer dans un état excité - 3s13p3d1 :

Cela lui donne la possibilité de former cinq liaisons covalentes dans des composés tels que P2O5 et H3PO4, par exemple.

Soufre La configuration électronique de l'état fondamental est 3s23p4. Carte électronique :
Cependant, il peut être excité en transférant d'abord l'électron de R- au ré-orbital (premier état excité), puis avec s- au ré-orbital (deuxième état excité):
Dans le premier état excité, l'atome de soufre forme quatre liaisons chimiques dans des composés tels que SO2 et H2SO3. Le deuxième état excité de l'atome de soufre peut être représenté à l'aide d'un diagramme électronique :

Cet atome de soufre forme six liaisons chimiques en SO3 et H2SO4.

1.3.3. Configurations électroniques d'atomes de grands éléments périodes LA QUATRIÈME PÉRIODE

La période commence avec la configuration électronique du potassium (19K) : 1s22s22p63s23p64s1 ou 4s1 et du calcium (20Ca) : 1s22s22p63s23p64s2 ou 4s2. Ainsi, conformément à la règle de Klechkovsky, après les orbitales p de Ar, le sous-niveau externe 4s est rempli, qui a une énergie plus faible, puisque L'orbitale 4s pénètre plus près du noyau ; Le sous-niveau 3D reste vide (3d0). À partir du scandium, les orbitales du sous-niveau 3D sont peuplées de 10 éléments. Ils s'appellent d-éléments.

Conformément au principe du remplissage séquentiel des orbitales, la configuration électronique d'un atome de chrome devrait être 4s23d4, mais il a un "glissement" électronique, qui consiste en la transition d'un électron 4s vers une orbitale 3d d'énergie proche (Fig. . 11).

Il a été établi expérimentalement que les états de l'atome, dans lesquels les orbitales p-, d-, f sont à moitié remplies (p3, d5, f7), complètement (p6, d10, f14) ou libres (p0, d0, f0), ont une stabilité accrue. Par conséquent, s'il manque un électron à un atome avant la demi-achèvement ou l'achèvement du sous-niveau, son "glissement" par rapport à l'orbitale précédemment remplie (dans ce cas, 4s) est observé.

À l'exception de Cr et Cu, tous les éléments de Ca à Zn ont le même nombre d'électrons au niveau externe - deux. Ceci explique le changement relativement faible des propriétés de la série des métaux de transition. Néanmoins, pour les éléments énumérés, les électrons 4s du sous-niveau externe et les électrons 3d du sous-niveau pré-externe sont tous deux de valence (à l'exception de l'atome de zinc, dans lequel le troisième niveau d'énergie est complètement terminé).

	31Ga 4s23d104p1 32G 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Fr 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

Les orbitales 4d et 4f sont restées libres, bien que la quatrième période soit terminée.

CINQUIÈME PÉRIODE

La séquence de remplissage des orbitales est la même que dans la période précédente : d'abord, l'orbitale 5s ( 37Rb 5s1), puis 4d et 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Les orbitales 5s et 4d sont encore plus proches en énergie, par conséquent, dans la plupart des éléments 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag), une transition électronique du sous-niveau 5s au sous-niveau 4d est observée.

SIXIÈME ET SEPTIÈME PÉRIODES

Contrairement à la période précédente, la sixième période comprend 32 éléments. Le césium et le baryum sont des éléments 6s. Les prochains états énergétiquement favorables sont 6p, 4f et 5d. Contrairement à la règle de Klechkovsky, pour le lanthane ce n'est pas l'orbitale 4f mais l'orbitale 5d qui est remplie ( 57La 6s25d1), cependant, le sous-niveau 4f ( 58Ce 6s24f2), dans lequel il y a quatorze états électroniques possibles. Les atomes du cérium (Ce) au lutétium (Lu) sont appelés lanthanides - ce sont des éléments f. Dans la série des lanthanides, il y a parfois un "glissement" d'un électron, ainsi que dans la série des éléments d. Lorsque le sous-niveau 4f est terminé, le sous-niveau 5d (neuf éléments) continue à être rempli et la sixième période se termine, comme n'importe quel autre, à l'exception du premier, six éléments p.

Les deux premiers éléments s de la septième période sont le francium et le radium, suivis d'un élément 6d, les anémones ( 89Ac 7s26d1). L'actinium est suivi de quatorze éléments 5f - actinides. Les actinides doivent être suivis de neuf éléments 6d et six éléments p doivent compléter la période. La septième période est incomplète.

La régularité considérée de la formation des périodes du système par les éléments et le remplissage des orbitales atomiques par des électrons montre la dépendance périodique des structures électroniques des atomes vis-à-vis de la charge nucléaire.

Période Est un ensemble d'éléments disposés dans l'ordre de charges croissantes des noyaux atomiques et caractérisés par la même valeur du nombre quantique principal d'électrons externes. En début de période, ns -, et à la fin - np -orbital (sauf pour la première période). Ces éléments forment huit sous-groupes principaux (A) du système périodique de D.I. Mendeleïev.

Sous-groupe principal Est un ensemble d'éléments chimiques situés verticalement et ayant le même nombre d'électrons au niveau d'énergie externe.

Au cours de la période, avec une augmentation de la charge du noyau et une force d'attraction croissante des électrons externes, de gauche à droite, les rayons des atomes diminuent, ce qui entraîne à son tour un affaiblissement des propriétés métalliques et une augmentation des propriétés non métalliques. . Par rayon atomique prendre la distance théoriquement calculée du noyau au maximum de la densité électronique de la couche quantique externe. Par groupes de haut en bas, le nombre de niveaux d'énergie augmente et, par conséquent, le rayon atomique. Dans ce cas, les propriétés métalliques sont renforcées. Les propriétés importantes des atomes, qui varient périodiquement en fonction des charges des noyaux atomiques, incluent également l'énergie d'ionisation et l'affinité électronique, qui seront examinées dans la section 2.2.