Comment écrire les configurations électroniques pour les atomes de divers éléments

2024 Auteur: Jason Gerald | [email protected]. Dernière modifié: 2024-01-15 08:14

La configuration électronique d'un atome est une représentation numérique des orbites des électrons. Les orbites des électrons sont les différentes régions autour du noyau atomique, où les électrons sont généralement présents. Une configuration électronique peut indiquer au lecteur le nombre d'orbites électriques d'un atome, ainsi que le nombre d'électrons occupant chaque orbite. Une fois que vous aurez compris les principes de base des configurations électroniques, vous serez en mesure d'écrire vos propres configurations et de gérer vos tests de chimie en toute confiance.

Étape

Méthode 1 sur 2: Détermination des électrons à travers le tableau périodique

Étape 1. Trouvez votre numéro atomique

Chaque atome a un nombre spécifique d'électrons. Trouvez le symbole chimique de votre atome dans le tableau périodique ci-dessus. Le numéro atomique est un nombre entier positif commençant à 1 (pour l'hydrogène) et augmentant de 1 à chaque fois pour les atomes suivants. Ce numéro atomique est également le nombre de protons dans un atome - il représente donc également le nombre d'électrons dans un atome à contenu nul.

Étape 2. Déterminez le contenu atomique

Les atomes à contenu nul auront le nombre exact d'électrons répertoriés dans le tableau périodique ci-dessus. Cependant, l'atome avec le contenu aura un nombre d'électrons plus ou moins élevé, selon la taille du contenu. Si vous avez affaire à un contenu atomique, ajoutez ou ajoutez des électrons: ajoutez un électron pour chaque charge négative et soustrayez-en un pour chaque charge positive.

Par exemple, un atome de sodium avec une teneur de -1 aura un électron supplémentaire en plus de son numéro atomique de base, qui est de 11. Donc cet atome de sodium aura un total de 12 électrons

Étape 3. Enregistrez la liste des orbites standard dans votre mémoire

Lorsqu'un atome gagne des électrons, il remplit différentes orbites dans un ordre spécifique. Chaque ensemble de ces orbites, lorsqu'il est entièrement occupé, contiendra un nombre pair d'électrons. Les ensembles de ces orbites sont:

L'ensemble des orbitales s (n'importe quel nombre dans la configuration électronique suivi d'un "s") comprend une seule orbite et, selon le principe d'exclusion de Pauli, une seule orbite peut inclure un maximum de 2 électrons, de sorte que chaque ensemble d'orbitales s peut contiennent 2 électrons.
L'ensemble orbital p contient 3 orbites et peut inclure un total de 6 électrons.
L'ensemble orbital d contient 5 orbites, donc cet ensemble peut comprendre 10 électrons.
L'ensemble orbital f contient 7 orbites, il peut donc inclure 14 électrons.

Étape 4. Comprendre la notation de configuration électronique

La configuration électronique est écrite de manière à afficher clairement le nombre d'électrons dans un atome et chaque orbite. Chaque orbite est écrite séquentiellement, avec le nombre d'électrons dans chaque orbite écrit en lettres inférieures et en position supérieure (exposant) à droite du nom de l'orbite. La configuration électronique finale est une collection de données sur les noms d'orbite et les exposants.

Par exemple, voici une configuration électronique simple: 1s² 2s² 2p⁶. Cette configuration montre qu'il y a deux électrons dans l'ensemble orbital 1s, deux électrons dans l'ensemble orbital 2s et six électrons dans l'ensemble orbital 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons. Cette configuration électronique s'applique aux atomes de néon qui n'ont pas de contenu (le numéro atomique du néon est 10.)

Étape 5. Rappelez-vous l'ordre des orbites

Notez que bien que l'ensemble des orbites soit numéroté en fonction du nombre de couches d'électrons, les orbites sont ordonnées en fonction de leur énergie. Par exemple, un 4s² contenant un niveau d'énergie inférieur (ou potentiellement plus volatil) qu'un atome 3D¹⁰ qui est partiellement ou complètement rempli, donc la colonne 4s est écrite en premier. Une fois que vous connaissez l'ordre des orbites, vous pouvez les remplir en fonction du nombre d'électrons dans chaque atome. L'ordre de remplissage des orbites est le suivant: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.

Une configuration électronique pour un atome avec chaque orbite complètement remplie ressemblerait à ceci: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5j¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰7p⁶8s²
La liste ci-dessus, si toutes les couches sont remplies, sera la configuration électronique pour Uuo (Ununoctium), 118, qui est l'atome numéroté le plus élevé sur le tableau périodique - donc cette configuration électronique contient toutes les couches électroniques actuellement connues pour exister dans un atome neutre.

Étape 6. Remplissez les orbites en fonction du nombre d'électrons dans votre atome

Par exemple, si nous voulions écrire la configuration électronique d'un atome de calcium sans contenu, nous commencerions par déterminer le numéro atomique du calcium sur le tableau périodique. Le nombre est 20, nous allons donc écrire la configuration d'un atome avec 20 électrons dans l'ordre ci-dessus.

Remplissez les orbites en suivant la séquence ci-dessus jusqu'à atteindre un total de 20 électrons. L'orbite 1s contient deux électrons, l'orbite 2s deux, l'orbite 2p six, l'orbite 3s deux, l'orbite 3p six et l'orbite 4s deux (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Donc, la configuration électronique pour le calcium est: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s².
Remarque: les niveaux d'énergie changent à mesure que votre orbite s'agrandit. Par exemple, lorsque vous atteindrez le 4ème niveau d'énergie, alors les 4 seront les premiers, alors 3d. Après le quatrième niveau d'énergie, vous passerez au 5ème niveau où l'ordre revient au début. Cela ne se produit qu'après le 3ème niveau d'énergie.

Étape 7. Utilisez le tableau périodique comme raccourci visuel

Vous avez peut-être remarqué que la forme du tableau périodique représente l'ordre de l'ensemble des orbites dans la configuration électronique. Par exemple, les atomes de la deuxième colonne en partant de la gauche se terminent toujours par "s²", les atomes dans la région de droite du centre mince se terminent toujours par "d¹⁰, " etc. Utilisez le tableau périodique comme aide visuelle pour noter les configurations des électrons - l'ordre des électrons que vous écrivez sur les orbites est directement lié à votre position sur le tableau. Voir ci-dessous:

Plus précisément, les deux colonnes les plus à gauche représentent des atomes avec des configurations électroniques se terminant par des orbites s, la moitié droite du tableau représente des atomes avec des configurations électroniques se terminant par des orbites s, les sections du milieu représentent des atomes se terminant par des orbites d, et la moitié inférieure pour des atomes se terminant par orbitales d orbites f.
Par exemple, lorsque vous voulez écrire la configuration électronique du chlore, pensez: "Cet atome est dans la troisième ligne (ou "période") du tableau périodique. Il est également dans la cinquième colonne du bloc d'orbite p du tableau périodique. Ainsi, la configuration avec laquelle l'électron se retrouvera … 3p⁵
Attention - les régions orbitales d et f du tableau représentent différents niveaux d'énergie avec la rangée dans laquelle elles se trouvent. Par exemple, la première rangée de blocs orbitaux d représente des orbites 3d même si elles sont situées dans la période 4, tandis que la première rangée d'orbites f représente des orbites 4f même si elles sont en fait dans la période 6.

Étape 8. Apprenez à écrire rapidement des configurations électroniques

Les atomes du côté droit du tableau périodique sont appelés gaz nobles. Ces éléments sont très stables chimiquement. Pour raccourcir le long processus d'écriture des configurations électroniques, écrivez le symbole chimique de l'élément gazeux le plus proche qui a moins d'électrons que d'atomes dans vos parenthèses, puis continuez avec la configuration électronique pour l'ensemble des orbites qui suivent. Voir l'exemple ci-dessous:

Pour vous faciliter la compréhension de ce concept, un exemple de configuration a été fourni. Écrivons la configuration pour le zinc (avec le numéro atomique 30) en utilisant la méthode rapide des gaz rares. La configuration électronique globale du zinc est: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰. Cependant, notez que 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ est la configuration de l'Argon, un gaz noble. Remplacez cette partie de la notation électronique Zinc par le symbole chimique Argon entre parenthèses ([Ar].)
Ainsi, la configuration électronique du zinc peut s'écrire rapidement sous la forme [Ar]4s² 3d¹⁰.

Méthode 2 sur 2: Utilisation du tableau périodique ADOMAH

Étape 1. Comprendre le tableau périodique ADOMAH

Cette méthode d'écriture des configurations électroniques ne nécessite pas de les mémoriser. Cependant, il est nécessaire de réorganiser le tableau périodique, car dans le tableau périodique traditionnel, à partir de la quatrième ligne, le numéro de période ne représente pas la couche électronique. Recherchez le tableau périodique ADOMAH, qui est un tableau périodique spécialement conçu par le scientifique Valery Tsimmerman. Vous pouvez le trouver facilement grâce à une recherche en ligne.

Dans le tableau périodique ADOMAH, les lignes horizontales représentent des groupes d'éléments, tels que les halogènes, les gaz faibles, les métaux alcalins, les alcalino-terreux, etc. Les colonnes verticales représentent les couches électroniques et sont appelées « cascades » (lignes diagonales reliant les blocs s, p, d et f) qui correspondent à la période.
L'hélium est déplacé à côté de l'hydrogène, car les deux ont des orbites 1s. Plusieurs périodes (s, p, d et f) sont affichées à droite et les numéros de couche sont en dessous. Les éléments sont indiqués dans des cases rectangulaires numérotées de 1 à 120. Ces nombres sont des nombres atomiques normaux représentant le nombre total d'électrons dans un atome neutre.

Étape 2. Trouvez votre atome dans la table ADOMAH

Pour écrire la configuration électronique d'un élément, localisez son symbole sur le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments avec le numéro atomique le plus élevé. Par exemple, si vous voulez écrire la configuration électronique de l'Erbium (68), rayez les éléments 69 à 120.

Remarquez les chiffres de 1 à 8 au bas du tableau. Ces nombres sont les nombres de couches électroniques, ou les nombres de colonnes. Ignorez les colonnes qui contiennent uniquement les éléments que vous avez barrés. Pour Erbium, les colonnes restantes sont les colonnes numéros 1, 2, 3, 4, 5 et 6

Étape 3. Calculez votre ensemble fini d'orbites atomiques

En regardant les symboles de bloc sur le côté droit du tableau (s, p, d et f) et les numéros de colonne au bas du tableau et en ignorant les lignes diagonales entre les blocs, divisez les colonnes en colonnes. et écris-les dans l'ordre de bas en haut. Encore une fois, ignorez les blocs de colonnes qui incluent tous les éléments barrés. Notez les débuts de la colonne en commençant par le numéro de la colonne, puis suivis du symbole du bloc, comme ceci: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (dans le cas de l'Erbium).

Remarque: Les configurations électroniques de Er ci-dessus sont écrites dans l'ordre croissant du nombre de couches. Vous pouvez également écrire dans l'ordre dans lequel les orbites sont remplies. Suivez la cascade de haut en bas (pas de colonnes) pendant que vous écrivez des blocs de colonnes: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹².

Étape 4. Comptez les électrons dans chaque série d'orbites

Comptez les éléments non dépouillés dans chaque bloc de colonne, en entrant un électron par élément, puis écrivez le nombre après le symbole de bloc pour chaque bloc de colonne, comme ceci: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹² 5s² 5p⁶ 6s². Dans notre exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'Erbium.

Étape 5. Connaître la configuration électronique erratique

Il existe dix-huit exceptions à la configuration électronique pour les atomes ayant le niveau d'énergie le plus bas, ou ce qu'on appelle communément le niveau élémentaire. Cette exception enfreint la règle générale dans les positions des deux ou trois derniers électrons. Dans un tel cas, la configuration électronique réelle maintient l'électron dans un état d'énergie inférieur à celui de la configuration standard de l'atome. Ces atomes erratiques sont:

Cr (…, 3d5, 4s1); Cu (…, 3d10, 4s1); Nb (…, 4d4, 5s1); Mo (…, 4d5, 5s1); Ru (…, 4d7, 5s1); Rhésus (…, 4d8, 5s1); PD (…, 4d10, 5s0); Ag (…, 4d10, 5s1); La (…, 5d1, 6s2); Ce (…, 4f1, 5d1, 6s2); Dieu (…, 4f7, 5d1, 6s2); Au (…, 5d10, 6s1); Climatisation (…, 6d1, 7s2); E (…, 6d2, 7s2); Pennsylvanie (…, 5f2, 6d1, 7s2); U (…, 5f3, 6d1, 7s2); Np (…, 5f4, 6d1, 7s2) et cm (…, 5f7, 6d1, 7s2).

Des astuces

Lorsqu'un atome est un ion, cela signifie que le nombre de protons n'est pas égal au nombre d'électrons. Le contenu atomique sera (généralement) affiché dans le coin supérieur droit du symbole chimique. Ainsi, un atome d'antimoine avec une teneur en +2 aura une configuration électronique de 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p¹. Notez que 5p³ changé en 5p¹. Soyez prudent lorsque la configuration électronique se termine sur une orbite autre que l'ensemble des orbites s et p.

Lorsque vous supprimez un électron, vous ne pouvez le supprimer que de son orbite de valence (orbites s et p). Donc si une configuration se termine en 4s² 3d⁷, et l'atome obtient un contenu +2, alors la configuration changera pour se terminer en 4s⁰ 3d⁷. Notez que 3d⁷non change, cependant, l'orbite de l'électron s est perdue.
Chaque atome veut être stable, et les configurations les plus stables contiendront l'ensemble complet des orbites s et p (s2 et p6). Les gaz commencent à avoir cette configuration, c'est pourquoi ils sont rarement réactifs et se situent à droite du tableau périodique. Donc si une configuration se termine par 3p⁴, cette configuration ne nécessite donc que deux électrons supplémentaires pour devenir stable (en supprimer six, y compris les électrons de l'ensemble orbital s, nécessite plus d'énergie, il est donc plus facile d'en supprimer quatre). Et si une configuration se termine à 4j³, alors cette configuration n'a besoin que de perdre trois électrons pour atteindre un état stable. De plus, les couches à moitié contenu (s1, p3, d5..) sont plus stables que (par exemple) p4 ou p2; cependant, s2 et p6 seront encore plus stables.
Il n'existe pas de sous-niveau « demi-contenu ». Il s'agit d'une simplification. Tous les équilibres associés aux sous-niveaux "à moitié remplis" sont basés sur le fait que chaque orbite n'a qu'un seul électron, de sorte que la répulsion entre les électrons est minimisée.
Vous pouvez également écrire la configuration électronique d'un élément en écrivant simplement sa configuration de valence, c'est-à-dire le dernier ensemble d'orbites s et p. Ainsi, la configuration de valence d'un atome d'antimoine sera 5s² 5p³.
Il n'en est pas de même pour les ions. Les ions sont plus difficiles à écrire. Sautez deux niveaux et suivez le même schéma, selon l'endroit où vous commencez à écrire, en fonction du nombre élevé ou faible d'électrons.
Pour trouver le numéro atomique lorsqu'il est sous la forme de la configuration électronique, additionnez tous les nombres qui suivent les lettres (s, p, d et f). Ce principe ne s'applique qu'aux atomes neutres, si cet atome est un ion, vous devez ajouter ou supprimer des électrons selon le nombre ajouté ou supprimé.
Il existe deux manières différentes d'écrire des configurations électroniques. Vous pouvez les écrire dans l'ordre du numéro de couche vers le haut, ou dans l'ordre dans lequel les orbites se remplissent, comme dans l'exemple ci-dessus pour l'élément Erbium.
Il y a certaines circonstances dans lesquelles les électrons doivent être « promus ». Lorsqu'un ensemble d'orbites ne nécessite qu'un seul électron pour le rendre plein ou à moitié plein, retirez un électron de l'ensemble d'orbites s ou p le plus proche et déplacez-le vers l'ensemble d'orbites qui nécessitent cet électron.
Les nombres qui suivent les lettres sont en exposant, alors ne les notez pas sur votre test.