Comment répartir les électrons en couches. Répartition des électrons par niveaux d'énergie

La distribution des électrons sur les niveaux d'énergie explique les propriétés métalliques et non métalliques de tous les éléments.

Formule électronique

Il existe une certaine règle selon laquelle les particules négatives libres et appariées sont placées à des niveaux et des sous-niveaux. Considérons plus en détail la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie.
Il n'y a que deux électrons dans le premier niveau d'énergie. Le remplissage de l'orbite avec eux s'effectue à mesure que l'apport d'énergie augmente. La répartition des électrons dans un atome d'un élément chimique correspond à un nombre ordinal. Les niveaux d'énergie avec le nombre minimum ont la force d'attraction la plus prononcée des électrons de valence vers le noyau.

Un exemple de compilation d'une formule électronique

Considérez la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie en utilisant l'exemple d'un atome de carbone. Son numéro de série est 6, il y a donc six protons chargés positivement à l'intérieur du noyau. Etant donné que le carbone est représentatif de la seconde période, celle-ci se caractérise par la présence de deux niveaux d'énergie. Le premier a deux électrons, le second en a quatre.
La règle de Hund explique l'emplacement dans une cellule de seulement deux électrons qui ont des spins différents. Il y a quatre électrons dans le deuxième niveau d'énergie. En conséquence, la distribution des électrons dans un atome d'un élément chimique a la forme suivante : 1s22s22p2.
Il existe certaines règles selon lesquelles la distribution des électrons en sous-niveaux et niveaux se produit.

Principe de Pauli

Ce principe a été formulé par Pauli en 1925. Le scientifique a stipulé la possibilité de placer dans l'atome seulement deux électrons qui ont les mêmes nombres quantiques : n, l, m, s. Notez que la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie se produit à mesure que la quantité d'énergie libre augmente.

La règle de Klechkovsky

Le remplissage des orbitales énergétiques s'effectue en fonction de l'augmentation des nombres quantiques n + l et se caractérise par une augmentation de la réserve d'énergie.
Considérez la distribution des électrons dans un atome de calcium.
A l'état normal, sa formule électronique est la suivante :
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
Pour les éléments de sous-groupes similaires liés aux éléments d et f, il y a une "défaillance" d'un électron d'un sous-niveau externe, qui a une réserve d'énergie inférieure, au sous-niveau d ou f précédent. Un phénomène similaire est typique pour le cuivre, l'argent, le platine, l'or.
La distribution des électrons dans un atome implique le remplissage des sous-niveaux avec des électrons non appariés qui ont les mêmes spins.
Ce n'est qu'après le remplissage complet de toutes les orbitales libres avec des électrons uniques que les cellules quantiques sont complétées par des secondes particules négatives dotées de spins opposés.
Par exemple, à l'état non excité de l'azote :
1s2 2s2 2p3.
Les propriétés des substances sont influencées par la configuration électronique des électrons de valence. Par leur nombre, vous pouvez déterminer la valence la plus élevée et la plus faible, l'activité chimique. Si un élément est dans le sous-groupe principal du tableau périodique, vous pouvez utiliser le numéro de groupe pour composer un niveau d'énergie externe, déterminer son état d'oxydation. Par exemple, le phosphore, qui appartient au cinquième groupe (le sous-groupe principal), contient cinq électrons de valence, il est donc capable d'accepter trois électrons ou de donner cinq particules à un autre atome.
Tous les représentants des sous-groupes secondaires du tableau périodique font exception à cette règle.

Caractéristiques familiales

Selon la structure du niveau d'énergie externe, il existe une division de tous les atomes neutres inclus dans le tableau périodique en quatre familles :
    les éléments s sont dans les premier et deuxième groupes (sous-groupes principaux); la famille p est située dans les groupes III-VIII (sous-groupes A); les éléments d peuvent être trouvés dans des sous-groupes similaires des groupes I-VIII; la famille f se compose d'actinides et de lanthanides.
Tous les éléments s à l'état normal ont des électrons de valence dans le sous-niveau s. Les éléments p sont caractérisés par la présence d'électrons libres aux sous-niveaux s et p.
Les éléments d à l'état non excité ont des électrons de valence à la fois sur le dernier sous-niveau s et sur l'avant-dernier sous-niveau d.

Conclusion

L'état de n'importe quel électron dans un atome peut être décrit à l'aide d'un ensemble de nombres de base. Selon les caractéristiques de sa structure, on peut parler d'une certaine quantité d'énergie. En utilisant la règle de Hund, Klechkovsky, Pauli pour tout élément inclus dans le tableau périodique, vous pouvez créer une configuration d'atome neutre.
La plus petite réserve d'énergie à l'état non excité est possédée par les électrons situés aux premiers niveaux. Lorsqu'un atome neutre est chauffé, on observe la transition des électrons, qui s'accompagne toujours d'une modification du nombre d'électrons libres, entraîne une modification significative de l'état d'oxydation de l'élément, une modification de son activité chimique.

Si des particules identiques ont les mêmes nombres quantiques, alors leur fonction d'onde est symétrique par rapport à la permutation des particules. Il s'ensuit que deux fermions identiques inclus dans un système ne peuvent pas être dans les mêmes états, car pour les fermions, la fonction d'onde doit être antisymétrique. Résumant les données expérimentales, V. Pauli a formé principe exceptions , Par lequel les systèmes de fermions se trouvent dans la nature uniquement dans les États,décrit par des fonctions d'onde antisymétriques(formulation en mécanique quantique du principe de Pauli).

De cette disposition découle une formulation plus simple du principe de Pauli, qui a été introduit par lui dans théorie des quanta(1925) avant même la construction mécanique quantique: dans un système de fermions identiques deux d'entre eux ne peuvent simultanément être dans le même état . Notez que le nombre de bosons identiques dans le même état n'est pas limité.

Rappelons que l'état d'un électron dans un atome est uniquement déterminé par l'ensemble quatre nombres quantiques :

principale n ;

orbital je , généralement ces états dénotent 1 s, 2ré, 3F;

magnétique ();

· spin magnétique ().

La distribution des électrons dans un atome se produit selon le principe de Pauli, qui peut être formulé pour un atome sous la forme la plus simple : dans le même atome, il ne peut y avoir plus d'un électron avec le même ensemble de quatre nombres quantiques : n, je, , :

Z (n, je, , ) = 0 ou 1,

où Z (n, je, , ) est le nombre d'électrons dans un état quantique, décrit par un ensemble de quatre nombres quantiques : n, je, , . Ainsi, le principe de Pauli déclare, que deux électrons ,liés dans le même atome diffèrent en valeur ,au moins ,un nombre quantique .

Le nombre maximal d'électrons dans des états décrits par un ensemble de trois nombres quantiques n, je et m, et ne différant que par l'orientation des spins des électrons est égal à :

, (8.2.1)

car le nombre quantique de spin ne peut prendre que deux valeurs 1/2 et –1/2.

Le nombre maximum d'électrons qui sont dans des états déterminés par deux nombres quantiques n et je:

. (8.2.2)

Dans ce cas, le vecteur du moment cinétique orbital de l'électron peut prendre dans l'espace (2 je+ 1) différentes orientations (Fig. 8.1).

Le nombre maximum d'électrons dans des états déterminés par la valeur du nombre quantique principal n, équivaut à:

. (8.2.3)

L'ensemble des électrons dans un atome multi-électron,ayant le même nombre quantique principal n,appelé coquille d'électrons ou couche .

Dans chacune des coquilles, les électrons sont répartis le long sous-coquilles correspondant à ce je.

domaine de l'espace,dans lequel il y a une forte probabilité de trouver un électron, appelé sous-couche ou orbital . La vue des principaux types d'orbitales est illustrée à la fig. 8.1.

Puisque le nombre quantique orbital prend des valeurs de 0 à , le nombre de sous-couches est égal au nombre ordinal n coquilles. Le nombre d'électrons dans une sous-couche est déterminé par les nombres quantiques de spin magnétique et magnétique : le nombre maximal d'électrons dans une sous-couche avec un je est égal à 2(2 je+ 1). Les désignations des coquilles, ainsi que la répartition des électrons sur les coquilles et les sous-couches, sont données dans le tableau. une.

Tableau 1

Nombre quantique principal n

symbole de coquille

Nombre maximal d'électrons dans la coquille

Nombre quantique orbital je

Caractère de sous-shell

Nombre maximal

électrons dans

sous-couche

La répartition des électrons dans un atome s'effectue selon 3 dispositions de la mécanique quantique : le principe de Pauli ; le principe de l'énergie minimale ; règle de Hund.

Selon le principe de Pauli Un atome ne peut pas avoir deux électrons avec les mêmes valeurs des quatre nombres quantiques. Le principe de Pauli détermine le nombre maximum d'électrons dans une orbitale, un niveau et un sous-niveau. Puisque AO est caractérisé par trois nombres quantiques n, l, ml, les électrons d'une orbitale donnée ne peuvent différer que par le nombre quantique de spin Mme. Mais Mme ne peut avoir que deux valeurs +½ et -½.

Par conséquent, pas plus de deux électrons avec des spins opposés ne peuvent se trouver sur une même orbite. Le nombre maximum d'électrons dans un niveau d'énergie est défini comme 2 n 2 , et au sous-niveau - comme 2 (2 je+1). Le nombre maximal d'électrons situés à différents niveaux et sous-niveaux est indiqué dans le tableau. 2.1.

Nombre maximal d'électrons aux niveaux et sous-niveaux quantiques

Niveau d'énergie Sous-niveau énergétique Valeurs possibles du nombre quantique magnétique ml Nombre de JSC en Nombre maximal d'électrons par
sous-niveau niveau sous-niveau niveau
K (n= 1) s (je= 0)
L (n= 2) s (je= 0) p (je= 1) -1, 0, 1
M (n= 3) s (je= 0) p (je= 1) ré (je= 2) -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2
N (n= 4) s (je= 0) p (je= 1) ré (je= 2) F (je= 3) -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

La séquence de remplissage des orbitales avec des électrons est effectuée conformément à principe d'énergie minimale, Par lequel les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant de niveau d'énergie des orbitales. L'ordre des orbitales en termes d'énergie est déterminé par La règle de Klechkovsky : une augmentation de l'énergie et, par conséquent, le remplissage des orbitales se produit dans l'ordre de la somme croissante (n + l), et avec une somme égale (n + l) - dans l'ordre croissant de n.

L'ordre de distribution des électrons sur les niveaux et sous-niveaux d'énergie dans la coquille d'un atome je l'ai appelé configuration électronique. Lors de l'écriture d'une configuration électronique, le numéro de niveau (nombre quantique principal) est désigné par les chiffres 1, 2, 3, 4 ..., le sous-niveau (nombre quantique orbital) - par des lettres s, p, ré, f. Le nombre d'électrons dans un sous-niveau est indiqué par un nombre, qui est écrit en haut du symbole de sous-niveau. Par exemple, la configuration électronique d'un atome de soufre est 16 S 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4, et vanadium 23 V 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d°/i> 3 4 s 2 .


Les propriétés chimiques des atomes sont déterminées principalement par la structure des niveaux d'énergie externes, appelés valence. Les niveaux d'énergie complétés ne participent pas à l'interaction chimique. Par conséquent, par souci de brièveté, ils sont souvent désignés par le symbole du gaz noble précédent pour la brièveté. Donc, pour le soufre : 3 s 2 3p quatre ; pour le vanadium : 3 ré 3 4s 2. Dans le même temps, la notation abrégée met clairement en évidence les électrons de valence qui déterminent Propriétés chimiques atomes d'éléments.

Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli en dernier, tous éléments chimiques se répartissent en 4 familles électroniques : s-, p-, d-, f-éléments. Les éléments dont les atomes sont les derniers à remplir le sous-niveau s du niveau externe sont appelés s-éléments. À s- les éléments sont de valence s-les électrons du niveau d'énergie externe.

À p-éléments le p-sous-niveau du niveau externe est rempli en dernier. Ils ont des électrons de valence dans p- et s- sous-niveaux de la couche externe. À éléments d, le sous-niveau d du niveau pré-externe est rempli en dernier et la valence sont s-électrons de l'extérieur et ré-électrons des niveaux d'énergie pré-externe. À éléments f, le sous-niveau f du troisième niveau d'énergie extérieur est rempli en dernier.

La configuration électronique d'un atome peut également être représentée sous la forme de schémas de placement d'électrons dans des cellules quantiques, qui sont une représentation graphique de l'orbitale atomique. Chaque cellule quantique ne peut contenir plus de deux électrons avec des spins opposés. L'ordre de placement des électrons dans un sous-niveau est déterminé par la règle de Hund : à l'intérieur d'un sous-niveau, les électrons sont disposés de manière à ce que leur spin total soit maximal. En d'autres termes, les orbitales d'un sous-niveau donné sont remplies d'abord par un électron de même spin, puis par le second électron de spin opposé.

Effet total R-électrons du troisième niveau d'énergie de l'atome de soufre S Mme= ½ - ½ + ½ + ½ = 1 ; ré- les électrons de l'atome de vanadium -

S Mme\u003d ½ + ½ + ½ \u003d 3 / 2.

Souvent, la formule électronique entière n'est pas représentée graphiquement, mais seulement les sous-niveaux sur lesquels se trouvent les électrons de valence, par exemple,

16S…3 s 2 3p quatre ; 23V…3 ré 3 4s 2 .

Dans une représentation graphique de la configuration électronique d'un atome dans un état excité, ainsi que de celles remplies, des orbitales de valence vacantes sont représentées. Par exemple, dans l'atome de phosphore au troisième niveau d'énergie, il y a un s-AO, trois R-ao et cinq ré-AO. La configuration électronique de l'atome de phosphore à l'état fondamental a la forme

15 R… 3 s 2 3p 3 .

La valence du phosphore, déterminée par le nombre d'électrons non appariés, est de 3. Lorsqu'un atome passe dans un état excité, les électrons de l'état 3 sont désappariés s et l'un des électrons s-le sous-niveau peut aller à ré-sous-niveau :

R*… 3 s2 3p 3 3ré 1

Dans ce cas, la valence du phosphore passe de trois (PCl 3) à l'état fondamental à cinq (PCl 5) à l'état excité.

Chaque électron d'un atome se déplace en première approximation dans un champ non coulombien à symétrie centrale L'état d'un électron dans ce cas est déterminé par trois nombres quantiques , dont la signification physique a été clarifiée au § 28. En relation avec l'existence de un spin d'électron, il faut ajouter aux nombres quantiques indiqués un nombre quantique qui peut prendre des valeurs et détermine la projection du spin sur la direction donnée. Dans ce qui suit, pour le nombre quantique magnétique, nous utiliserons plutôt la notation pour souligner le fait que ce nombre détermine la projection du moment cinétique orbital dont la valeur est donnée par le nombre quantique l.

Ainsi, l'état de chaque électron dans un atome est caractérisé par quatre nombres quantiques :

L'énergie d'un état dépend principalement des nombres.

De plus, l'énergie dépend faiblement des nombres, car leurs valeurs sont liées à l'orientation mutuelle des moments, dont dépend l'amplitude de l'interaction entre les moments magnétiques orbital et intrinsèque de l'électron. L'énergie d'un état augmente plus fortement avec l'augmentation du nombre qu'avec l'augmentation Par conséquent, en règle générale, un état avec un grand a, quelle que soit la valeur, plus d'énergie.

Dans l'état normal (non excité) d'un atome, les électrons doivent être situés aux niveaux d'énergie les plus bas dont ils disposent. Par conséquent, il semblerait que dans tout atome à l'état normal, tous les électrons devraient être dans l'état et les termes de base de tous les atomes devraient être du type -terme, mais l'expérience montre que ce n'est pas le cas.

L'explication des types de termes observés est la suivante. Selon l'une des lois de la mécanique quantique, appelée principe de Pauli, dans le même atome (ou dans tout autre système quantique), il ne peut y avoir deux électrons ayant le même ensemble de nombres quantiques. En d'autres termes, deux électrons ne peuvent pas être dans le même état en même temps.

Au § 28, il a été montré que le donné correspond à des états qui diffèrent par les valeurs de l et le nombre quantique peut prendre deux valeurs : Par conséquent, pas plus d'électrons ne peuvent être dans des états avec une valeur donnée :

Un ensemble d'électrons ayant les mêmes valeurs du nombre quantique forme une coquille. Les coques sont subdivisées en sous-coques qui diffèrent par la valeur du nombre quantique l. Conformément à la signification, les coquilles reçoivent des désignations empruntées à la spectroscopie à rayons X :

Tableau 36.1

La division des états possibles d'un électron dans un atome en couches et sous-couches est indiquée dans le tableau. 36.1, dans lequel des symboles sont utilisés à la place des symboles pour plus de clarté : . Les sous-shells, comme indiqué dans le tableau, peuvent être désignés de deux manières (par exemple, soit ).

Chaque orbitale atomique correspond à une certaine énergie. L'ordre de l'AO en énergie est déterminé par deux règles de Klechkovsky :

1) l'énergie d'un électron est principalement déterminée par les valeurs du principal (n) et de l'orbitale ( je) nombres quantiques, donc d'abord les électrons remplissent les sous-niveaux pour lesquels la somme (n + je) moins.

Par exemple, on pourrait supposer que le sous-niveau 3d est inférieur en énergie à 4s. Cependant, selon la règle de Klechkovsky, l'énergie de l'état 4s est inférieure à 3d, car pour 4s la somme (n + je) = 4 + 0 = 4, et pour 3d - (n + je) = 3 + 2 = 5.

2) Si la somme (n + je) est le même pour deux sous-niveaux (par exemple, pour les sous-niveaux 3d et 4p cette somme est égale à 5), le niveau avec le plus petit n. Par conséquent, la formation des niveaux d'énergie des atomes des éléments de la quatrième période se produit dans l'ordre suivant : 4s - 3d - 4p. Par exemple:

21 Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 , 31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1

Ainsi, compte tenu des règles de Klechkovsky, l'énergie des orbitales atomiques augmente selon la série

1s< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p

Noter. Le signe ≤ signifie que les énergies AO sont proches, donc ici une violation des règles de Klechkovsky est possible.

En utilisant cette série, on peut déterminer la structure électronique de n'importe quel atome. Pour ce faire, vous devez ajouter et placer séquentiellement des électrons sur des sous-niveaux et des orbitales atomiques. Dans ce cas, il faut tenir compte du principe de Pauli et des deux règles de Hund.

3. Principe de Pauli détermine la capacité d'AO : Un atome ne peut pas avoir deux électrons avec le même ensemble des quatre nombres quantiques.

En d'autres termes, un AO caractérisé par trois nombres quantiques ne peut accueillir que deux électrons avec des spins opposés, c'est-à-dire pour un AO il est possible d'en écrire deux options possibles son remplissage :


un électron et deux électrons ↓ .

Dans ce cas, la direction spécifique du spin pour un électron dans l'orbite n'a pas d'importance, il est seulement important que les spins de deux électrons dans un AO aient des signes opposés. Le principe de Pauli et l'interdépendance entre les valeurs de n, je, et m déterminent le nombre maximum possible d'électrons par orbitale, sous-niveau et niveau (tableau 2.4) :

-sur un AO - 2électron;

- au sous-niveau je- 2(2l+1)électron;

- au niveau n - 2n 2électrons.

Tableau 2.4

Répartition des électrons

par niveaux d'énergie, sous-niveaux et orbitales

Niveau d'énergie Nombre quantique principal Sous-niveau énergétique orbitales atomiques Nombre maximal d'électrons
sous-niveau niveau
1 s( je= 0)
s( je= 0)
2 p( je= 1)
s( je= 0)
3 p( je= 1)
ré( je=2)

4. Les règles de Two Hund décrivent l'ordre dans lequel les électrons remplissent l'AO d'un sous-niveau :

Première règle : dans un sous-niveau donné, les électrons tendent à remplir les états d'énergie (AO) de telle sorte que la somme de leurs spins en valeur absolue soit maximale. Dans ce cas, l'énergie du système est minimale.

Par exemple, considérons la configuration électronique d'un atome de carbone. Le numéro atomique de cet élément est 6. Cela signifie qu'il y a 6 électrons dans l'atome et qu'ils sont situés sur 2 niveaux d'énergie (l'atome de carbone est dans la deuxième période), c'est-à-dire 1s 2 2s 2 2p 2 . Graphiquement, le sous-niveau 2p peut être représenté de trois manières :

m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1

A B C

Le nombre de tours dans l'option un est égal à zéro. En variantes b et dans la somme des spins est : ½ +½ = 1 (deux électrons appariés totalisent toujours zéro, donc on tient compte des électrons non appariés).

Lors du choix entre les options b et dans suivre la deuxième règle de Hund : l'état avec la somme maximale (en valeur absolue) des nombres quantiques magnétiques a l'énergie minimale.

Selon la règle de Hund, l'option a un avantage b(la somme de |1+ 0| est égale à 1) , puisque dans la variante dans somme |+1–1| est égal à 0.

Définissons, par exemple, la formule électronique de l'élément vanadium (V). Comme son numéro atomique est Z = 23, 23 électrons doivent être placés sur des sous-niveaux et des niveaux (il y en a quatre, puisque le vanadium est dans la quatrième période). Nous remplissons séquentiellement : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3j 3 (niveaux et sous-niveaux inachevés soulignés). Le placement des électrons sur 3d-AO selon la règle de Hund sera :

Pour le sélénium (Z = 34) la formule électronique complète est : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, le quatrième niveau est incomplet.

Remplir ce sous-niveau selon la règle de Hund : 4p

Un rôle particulier en chimie est joué par les électrons des derniers niveaux et sous-niveaux inoccupés, appelés valence(dans les formules V, Se sont soulignés). Par exemple, dans le vanadium, ce sont les électrons du quatrième niveau non rempli 4s 2 et du sous-niveau non rempli 3d 3 , c'est-à-dire 5 électrons seront valence 4s 2 3j 3 ; le sélénium a 6 électrons - 4s 2 4p 4 .

Par le nom du dernier sous-niveau à remplir, les éléments sont appelés éléments s, éléments p, éléments d et éléments f.

Les formules des électrons de valence trouvés selon les règles décrites sont appelées canonique. En fait, les formules réelles déterminées à partir de l'expérience ou du calcul mécanique quantique diffèrent quelque peu des formules canoniques, puisque Les règles de Klechkovsky, le principe de Pauli et les règles de Gund sont parfois violés. Les raisons de ces violations sont discutées ci-dessous.

Exemple 1. Écrivez la formule électronique d'un atome d'un élément de numéro atomique 16. Dessinez graphiquement les électrons de valence et caractérisez l'un d'eux par des nombres quantiques.

La solution. Le numéro atomique 16 a un atome de soufre. Par conséquent, la charge nucléaire est de 16, en général, l'atome de soufre contient 16 électrons. La formule électronique de l'atome de soufre s'écrit : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (Électrons de Valence soulignés).

Formule graphique des électrons de valence :

L'état de chaque électron dans un atome est caractérisé par quatre nombres quantiques. La formule électronique donne les valeurs du nombre quantique principal et du nombre quantique orbital. Ainsi, pour un électron marqué, l'état 3p signifie que n = 3 et je= 1(p). La formule graphique donne la valeur de deux autres nombres quantiques - magnétique et spin. Pour l'électron marqué m = -1 et s = 1/2.

Exemple 2. Caractérisez les électrons de valence de l'atome de scandium par quatre nombres quantiques.

La solution. Scandium est dans la 4ème période, c'est-à-dire la dernière couche quantique est la quatrième, dans le 3ème groupe, c'est-à-dire trois électrons de valence.

La formule électronique des électrons de valence est : 4s 2 3d 1 .

Formule graphique :