Niveaux d'énergie et sous-niveaux des orbitales atomiques. Comment les niveaux électroniques, les sous-niveaux et les orbitales sont remplis à mesure que l'atome devient plus complexe

atome multi-électron

Niveau d'énergie n	Sous-niveau énergétique	Notation orbitale	Nombre d'orbitales n	Nombre d'électrons 2n
je	type d'orbite
		s	1s
2		s p	2s 2p	3 4	2 8
3		s p d	3s 3p 3d	3 9	6 18
4		s p d f	4s 4p 4j 4f	3 16	6 32

Nombre quantique magnétique m l dans ce sous-niveau ( n, l = const) prend toutes les valeurs entières de + je avant que - je, dont zéro. Pour le sous-niveau ( n = const, l = 0) une seule valeur est possible ml = 0, d'où il s'ensuit que le sous-niveau s de n'importe quel niveau d'énergie (du premier au septième) contient un s-AO.

Pour le sous-niveau p ( n> 1, l = 1) m l peut prendre trois valeurs +1, 0, -1, par conséquent, le sous-niveau p de tout niveau d'énergie (du deuxième au septième) contient trois p-AO.

Pour le sous-niveau d ( n> 2, l = 2) m l a cinq valeurs +2, +1, 0, -1, -2 et, par conséquent, ré- le sous-niveau de n'importe quel niveau d'énergie (du troisième au septième) contient nécessairement cinq ré- AO.

De même, pour chaque F- sous-niveau ( n> 3, l = 3) m a sept valeurs +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 et donc toute F- le sous-niveau contient sept F- AO.

Ainsi, chaque orbitale atomique est déterminée de manière unique par trois nombres quantiques - le principal n, orbitale je et magnétique m je.

À n = constante toutes les valeurs liées à un niveau d'énergie donné sont strictement définies je, et quand l = const - toutes les valeurs liées à un sous-niveau d'énergie donné m l.

En raison du fait que chaque orbitale peut être remplie avec un maximum de deux électrons, le nombre d'électrons pouvant être logés dans chaque niveau et sous-niveau d'énergie est le double du nombre d'orbitales dans un niveau ou sous-niveau donné. Puisque les électrons dans la même orbitale atomique ont les mêmes nombres quantiques n, je et m l, alors pour deux électrons dans une orbitale, le quatrième est utilisé, nombre quantique de spin s, qui est déterminé par le spin de l'électron.

Selon le principe de Pauli, on peut dire que chaque électron dans un atome est caractérisé de manière unique par son propre ensemble de quatre nombres quantiques - le principal n, orbitale je, magnétique m et faire tourner s.

Le peuplement des niveaux d'énergie, des sous-niveaux et des orbitales atomiques par les électrons obéit à la règle suivante (principe d'énergie minimale) : A l'état non excité, tous les électrons ont l'énergie la plus faible.

Cela signifie que chacun des électrons remplissant la coquille d'un atome occupe une orbitale telle que l'atome dans son ensemble a une énergie minimale. Une augmentation quantique successive de l'énergie des sous-niveaux se produit dans l'ordre suivant :

1s- 2s- 2p- 3s- 3p- 4s- 3ré- 4p- 5s-…..

Le remplissage des orbitales atomiques dans un sous-niveau d'énergie se produit conformément à la règle formulée par le physicien allemand F. Hund (1927).

règle de Hund: les orbitales atomiques appartenant au même sous-niveau sont chacune remplies d'abord d'un électron, puis elles sont remplies de deuxièmes électrons.

La règle de Hund est également appelée principe de multiplicité maximale, c'est-à-dire la direction parallèle maximale possible des spins électroniques d'un sous-niveau d'énergie.

Au niveau d'énergie le plus élevé d'un atome libre, il ne peut y avoir plus de huit électrons.

Les électrons situés au niveau d'énergie le plus élevé d'un atome (dans la couche d'électrons externe) sont appelés externe; Le nombre d'électrons externes dans un atome de n'importe quel élément n'est jamais supérieur à huit. Pour de nombreux éléments, c'est le nombre d'électrons externes (avec des sous-niveaux internes remplis) qui détermine en grande partie leurs propriétés chimiques. Pour les autres électrons dont les atomes ont un sous-niveau interne non rempli, comme 3 ré- le sous-niveau d'atomes d'éléments tels que Sc, Ti, Cr, Mn, etc., les propriétés chimiques dépendent du nombre d'électrons internes et externes. Tous ces électrons sont appelés valence; dans les formules électroniques abrégées des atomes, ils sont écrits après le symbole du noyau atomique, c'est-à-dire après l'expression entre crochets.

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Selon les limites d'évolution du nombre quantique orbital de 0 à (n-1), un nombre strictement limité de sous-niveaux est possible dans chaque niveau d'énergie, à savoir : le nombre de sous-niveaux est égal au numéro de niveau.

La combinaison des nombres quantiques principal (n) et orbital (l) caractérise complètement l'énergie d'un électron. La réserve d'énergie d'un électron est reflétée par la somme (n+l).

Ainsi, par exemple, les électrons du sous-niveau 3d ont une énergie plus élevée que les électrons du sous-niveau 4s :

L'ordre dans lequel les niveaux et les sous-niveaux d'un atome sont remplis d'électrons est déterminé par règle V.M. Klechkovsky : le remplissage des niveaux électroniques de l'atome se fait séquentiellement dans l'ordre des sommes croissantes (n + 1).

Conformément à cela, l'échelle d'énergie réelle des sous-niveaux est déterminée, selon laquelle les coquilles d'électrons de tous les atomes sont construites:

1s ï 2s2p ï 3s3p ï 4s3d4p ï 5s4d5p ï 6s4f5d6p ï 7s5f6d…

3. Nombre quantique magnétique (m l) caractérise la direction du nuage d'électrons (orbital) dans l'espace.

Plus la forme du nuage d'électrons est complexe (c'est-à-dire plus la valeur de l est élevée), plus il y a de variations dans l'orientation de ce nuage dans l'espace et plus il existe d'états d'énergie individuels de l'électron, caractérisés par une certaine valeur du champ magnétique. Nombre quantique.

Mathématiquement m je prend des valeurs entières de -1 à +1, y compris 0, c'est-à-dire valeurs totales (21+1).

Désignons chaque orbitale atomique individuelle dans l'espace comme une cellule d'énergie ð, alors le nombre de ces cellules dans les sous-niveaux sera :

Poduro-ven	Valeurs possibles m je	Le nombre d'états d'énergie individuels (orbitales, cellules) dans le sous-niveau
s (l=0)		une
p (l=1)	-1, 0, +1	Trois
ré (l=2)	-2, -1, 0, +1, +2	cinq
f (l=3)	-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	Sept

Par exemple, une s-orbitale sphérique est uniquement dirigée dans l'espace. Les orbitales en forme d'haltère de chaque sous-niveau p sont orientées le long de trois axes de coordonnées

4. Nombre quantique de spin m s caractérise la propre rotation de l'électron autour de son axe et ne prend que deux valeurs :

p- sous-niveau + 1/2 et - 1/2, selon le sens de rotation dans un sens ou dans l'autre. Selon le principe de Pauli, pas plus de 2 électrons avec des spins opposés (antiparallèles) peuvent être situés dans une orbitale :

De tels électrons sont dits appariés Un électron non apparié est représenté schématiquement par une simple flèche :.

Connaissant la capacité d'une orbitale (2 électrons) et le nombre d'états d'énergie dans le sous-niveau (m s), nous pouvons déterminer le nombre d'électrons dans les sous-niveaux :

Vous pouvez écrire le résultat différemment : s 2 p 6 d 10 f 14 .

Ces nombres doivent être bien retenus pour l'écriture correcte des formules électroniques de l'atome.

Ainsi, quatre nombres quantiques - n, l, m l , m s - déterminent complètement l'état de chaque électron dans un atome. Tous les électrons d'un atome avec la même valeur de n constituent un niveau d'énergie, avec les mêmes valeurs de n et l - un sous-niveau d'énergie, avec les mêmes valeurs de n, l et m je- une orbitale atomique séparée (cellule quantique). Les électrons d'une même orbitale ont des spins différents.

En tenant compte des valeurs des quatre nombres quantiques, nous déterminons le nombre maximal d'électrons dans les niveaux d'énergie (couches électroniques):

Un grand nombre d'électrons (18.32) ne sont contenus que dans les couches d'électrons profondes des atomes, la couche d'électrons externe peut contenir de 1 (pour l'hydrogène et les métaux alcalins) à 8 électrons (gaz inertes).

Il est important de se rappeler que le remplissage des couches d'électrons avec des électrons se produit selon principe de moindre énergie: Les sous-niveaux avec la valeur d'énergie la plus faible sont remplis en premier, puis ceux avec les valeurs les plus élevées. Cette séquence correspond à l'échelle d'énergie de V.M. Klechkovsky.

La structure électronique d'un atome est affichée par des formules électroniques, qui indiquent les niveaux d'énergie, les sous-niveaux et le nombre d'électrons dans les sous-niveaux.

Par exemple, l'atome d'hydrogène 1 H n'a qu'un seul électron, qui est situé dans la première couche du noyau au sous-niveau s ; la formule électronique de l'atome d'hydrogène est 1s 1.

L'atome de lithium 3 Li n'a que 3 électrons, dont 2 sont dans le sous-niveau s de la première couche, et 1 est placé dans la deuxième couche, qui commence également par le sous-niveau s. La formule électronique de l'atome de lithium est 1s 2 2s 1.

L'atome de phosphore 15 P possède 15 électrons situés dans trois couches d'électrons. En se souvenant que le sous-niveau s ne contient pas plus de 2 électrons et que le sous-niveau p n'en contient pas plus de 6, nous plaçons progressivement tous les électrons dans des sous-niveaux et établissons la formule électronique de l'atome de phosphore : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Lors de la compilation de la formule électronique de l'atome de manganèse 25 Mn, il est nécessaire de prendre en compte la séquence d'énergie croissante des sous-niveaux : 1s2s2p3s3p4s3d…

Nous distribuons progressivement les 25 électrons Mn : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 .

La formule électronique finale de l'atome de manganèse (en tenant compte de la distance des électrons au noyau) ressemble à ceci :

1s2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6 3d 5

4s 2

La formule électronique du manganèse correspond parfaitement à sa position dans le système périodique : le nombre de couches électroniques (niveaux d'énergie) - 4 est égal au numéro de période ; il y a 2 électrons dans la couche externe, l'avant-dernière couche n'est pas terminée, ce qui est typique des métaux des sous-groupes secondaires ; le nombre total d'électrons mobiles de valence (3d 5 4s 2) - 7 est égal au numéro de groupe.

Selon lequel des sous-niveaux d'énergie de l'atome -s-, p-, d- ou f- est construit en dernier, tous les éléments chimiques sont divisés en familles électroniques : éléments s(H, He, métaux alcalins, métaux du sous-groupe principal du 2e groupe du système périodique); p-éléments(éléments des principaux sous-groupes 3, 4, 5, 6, 7, 8e groupes du système périodique); éléments d(tous les métaux des sous-groupes secondaires); éléments f(lanthanides et actinides).

Les structures électroniques des atomes sont une justification théorique profonde de la structure du système périodique, la longueur des périodes (c'est-à-dire le nombre d'éléments dans les périodes) découle directement de la capacité des couches électroniques et de la séquence d'énergie croissante du sous-niveaux :

Chaque période commence par un élément s avec la structure de la couche externe s 1 (métal alcalin) et se termine par un élément p avec la structure de la couche externe …s 2 p 6 (gaz inerte). La 1ère période ne contient que deux éléments s (H et He), les 2ème et 3ème petites périodes contiennent chacune deux éléments s et six éléments p. Dans les 4e et 5e grandes périodes entre les éléments s et p, 10 éléments d chacun sont «coincés» - des métaux de transition, attribués à des sous-groupes latéraux. Dans les périodes VI et VII, 14 autres éléments f sont ajoutés à la structure analogue, dont les propriétés sont similaires au lanthane et à l'actinium, respectivement, et isolés en tant que sous-groupes de lanthanides et d'actinides.

Lorsque vous étudiez les structures électroniques des atomes, faites attention à leur représentation graphique, par exemple :

13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

les deux versions de l'image sont utilisées : a) et b) :

Pour la disposition correcte des électrons dans les orbitales, il est nécessaire de connaître Règle de Gund : les électrons du sous-niveau sont disposés de manière à ce que leur spin total soit maximal. En d'autres termes, les électrons occupent d'abord toutes les cellules libres du sous-niveau donné une par une.

Par exemple, s'il faut placer trois électrons p (p 3) dans un sous-niveau p, qui a toujours trois orbitales, alors des deux options possibles, la première option correspond à la règle de Hund :

A titre d'exemple, considérons le circuit électronique graphique d'un atome de carbone :

6 C 1s 2 2s 2 2p 2

Le nombre d'électrons non appariés dans un atome est une caractéristique très importante. Selon la théorie de la liaison covalente, seuls les électrons non appariés peuvent former des liaisons chimiques et déterminer les capacités de valence d'un atome.

S'il y a des états d'énergie libre (orbitales inoccupées) dans le sous-niveau, l'atome, lors de l'excitation, "vapeur", sépare les électrons appariés, et ses capacités de valence augmentent :

6 C 1s 2 2s 2 2p 3

Le carbone à l'état normal est 2-valent, à l'état excité il est 4-valent. L'atome de fluor n'a aucune possibilité d'excitation (parce que toutes les orbitales de la couche électronique externe sont occupées), donc le fluor dans ses composés est monovalent.

Exemple 1 Que sont les nombres quantiques ? Quelles valeurs peuvent-ils prendre ?

Décision. Le mouvement d'un électron dans un atome a un caractère probabiliste. L'espace circumnucléaire, dans lequel un électron peut être localisé avec la probabilité la plus élevée (0,9-0,95), est appelé l'orbite atomique (AO). Une orbitale atomique, comme toute figure géométrique, est caractérisée par trois paramètres (coordonnées), appelés nombres quantiques (n, l, m je). Les nombres quantiques ne prennent aucune, mais certaines valeurs discrètes (discontinues). Les valeurs voisines des nombres quantiques diffèrent de un. Les nombres quantiques déterminent la taille (n), la forme (l) et l'orientation (m l) d'une orbitale atomique dans l'espace. Occupant l'une ou l'autre orbitale atomique, un électron forme un nuage d'électrons, qui peut avoir une forme différente pour les électrons d'un même atome (Fig. 1). Les formes des nuages ​​d'électrons sont similaires à AO. Elles sont aussi appelées orbitales électroniques ou atomiques. Le nuage d'électrons est caractérisé par quatre nombres (n, l, m 1 et m 5).

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