La structure de l'atome, la liaison chimique, la valence et la structure des molécules. La structure des atomes d'éléments chimiques

Films pédagogiques documentaires. Série "Physique".

Atome (du grec atomos - indivisible) - une particule à noyau unique, chimiquement indivisible élément chimique, le porteur des propriétés de la matière. Les substances sont constituées d'atomes. L'atome lui-même est constitué d'un noyau chargé positivement et d'un nuage d'électrons chargé négativement. En général, l'atome est électriquement neutre. La taille d'un atome est entièrement déterminée par la taille de son nuage d'électrons, puisque la taille du noyau est négligeable par rapport à la taille du nuage d'électrons. Le noyau est constitué de Z protons chargés positivement (la charge du proton correspond à +1 dans les unités conventionnelles) et de N neutrons qui ne portent pas de charge (les protons et les neutrons sont appelés nucléons). Ainsi, la charge du noyau est déterminée uniquement par le nombre de protons et est égale au numéro de série de l'élément dans le tableau périodique. La charge positive du noyau est compensée par des électrons chargés négativement (charge électronique -1 en unités arbitraires), qui forment un nuage d'électrons. Le nombre d'électrons est égal au nombre de protons. Les masses des protons et des neutrons sont égales (respectivement 1 et 1 amu).

La masse d'un atome est déterminée par la masse de son noyau, puisque la masse d'un électron est environ 1850 fois inférieure à la masse d'un proton et d'un neutron et est rarement prise en compte dans les calculs. Le nombre de neutrons peut être trouvé par la différence entre la masse d'un atome et le nombre de protons (N=A-Z). Le type d'atomes de tout élément chimique avec un noyau constitué strictement un certain nombre protons (Z) et neutrons (N) est appelé un nucléide.

Avant d'étudier les propriétés d'un électron et les règles de formation des niveaux électroniques, il est nécessaire d'aborder l'histoire de la formation des idées sur la structure d'un atome. Nous ne considérerons pas l'histoire complète de la formation de la structure atomique, mais nous nous attarderons uniquement sur les idées les plus pertinentes et les plus "correctes" qui peuvent montrer le plus clairement comment les électrons sont situés dans l'atome. La présence d'atomes comme constituants élémentaires de la matière a été suggérée pour la première fois par les anciens philosophes grecs. Après cela, l'histoire de la structure de l'atome a traversé un chemin difficile et des idées différentes, telles que l'indivisibilité de l'atome, le modèle de Thomson de l'atome, et d'autres. Le modèle de l'atome proposé par Ernest Rutherford en 1911 s'est avéré le plus proche. Il a comparé l'atome à système solaire, où le noyau d'un atome agissait comme le soleil et les électrons se déplaçaient autour de lui comme des planètes. Placer des électrons sur des orbites stationnaires était une étape très importante dans la compréhension de la structure de l'atome. Cependant, une telle modèle planétaire structure de l'atome était en conflit avec la mécanique classique. Le fait est que lorsqu'un électron se déplaçait en orbite, il devait perdre de l'énergie potentielle et éventuellement "tomber" sur le noyau et l'atome devait cesser d'exister. Un tel paradoxe a été éliminé par l'introduction de postulats par Niels Bohr. Selon ces postulats, l'électron se déplaçait sur des orbites stationnaires autour du noyau et, dans des conditions normales, n'absorbait ni n'émettait d'énergie. Les postulats montrent que les lois de la mécanique classique ne conviennent pas pour décrire l'atome. Ce modèle de l'atome s'appelle le modèle de Bohr-Rutherford. continuation structure planétaire l'atome est le modèle mécanique quantique de l'atome, selon lequel nous allons considérer l'électron.

L'électron est une quasi-particule présentant un dualisme d'ondes corpusculaires. C'est à la fois une particule (corpuscule) et une onde. Les propriétés d'une particule comprennent la masse d'un électron et sa charge, ainsi que les propriétés ondulatoires - la capacité de diffraction et d'interférence. La relation entre les propriétés ondulatoires et corpusculaires d'un électron se reflète dans l'équation de de Broglie.

(Notes de lecture)

La structure de l'atome. Introduction.

L'objet d'étude en chimie est les éléments chimiques et leurs composés. élément chimique Un groupe d'atomes avec la même charge positive est appelé. Atome est la plus petite particule d'un élément chimique qui le retient Propriétés chimiques. En se connectant les uns aux autres, les atomes d'un ou de différents éléments forment des particules plus complexes - molécules. Une collection d'atomes ou de molécules forme des produits chimiques. Chaque substance chimique individuelle est caractérisée par un ensemble de propriétés physiques individuelles, telles que les points d'ébullition et de fusion, la densité, la conductivité électrique et thermique, etc.

1. La structure de l'atome et le système périodique des éléments

DI. Mendeleïev.

Connaissance et compréhension des schémas d'exécution des commandes Système périodiqueéléments D.I. Mendeleev nous permet de comprendre ce qui suit :

1. l'essence physique de l'existence dans la nature de certains éléments,

2. la nature de la valence chimique de l'élément,

3. la capacité et la "facilité" d'un élément à donner ou à recevoir des électrons lorsqu'il interagit avec un autre élément,

4. la nature des liaisons chimiques qui peuvent se former élément donné lors de l'interaction avec d'autres éléments, la structure spatiale des molécules simples et complexes, etc., etc.

La structure de l'atome.

Un atome est un microsystème complexe de particules élémentaires en mouvement et en interaction les unes avec les autres.

À la fin du 19e et au début du 20e siècle, on a découvert que les atomes sont composés de particules plus petites : neutrons, protons et électrons. Les deux dernières particules sont des particules chargées, le proton porte une charge positive, l'électron est négatif. Puisque les atomes d'un élément à l'état fondamental sont électriquement neutres, cela signifie que le nombre de protons dans un atome de n'importe quel élément est égal au nombre d'électrons. La masse des atomes est déterminée par la somme des masses des protons et des neutrons, dont le nombre est égal à la différence entre la masse des atomes et son numéro de série dans le système périodique de D.I. Mendeleev.

En 1926, Schrodinger a proposé de décrire le mouvement des microparticules dans l'atome d'un élément en utilisant l'équation d'onde qu'il a dérivée. Lors de la résolution de l'équation d'onde de Schrödinger pour l'atome d'hydrogène, trois nombres quantiques entiers apparaissent : n, ℓ et m ℓ , qui caractérisent l'état d'un électron dans l'espace tridimensionnel dans le champ central du noyau. nombres quantiques n, ℓ et m ℓ prendre des valeurs entières. Fonction d'onde définie par trois nombres quantiques n, ℓ et m ℓ et obtenue à la suite de la résolution de l'équation de Schrödinger est appelée une orbitale. Une orbitale est une région de l'espace dans laquelle un électron est le plus susceptible de se trouver. appartenant à un atome d'un élément chimique. Ainsi, la solution de l'équation de Schrödinger pour l'atome d'hydrogène conduit à l'apparition de trois nombres quantiques, signification physique c'est-à-dire qu'ils caractérisent les trois différents types d'orbitales qu'un atome peut avoir. Examinons de plus près chaque nombre quantique.

Nombre quantique principal n peut prendre n'importe quelle valeur entière positive : n = 1,2,3,4,5,6,7… Il caractérise l'énergie du niveau électronique et la taille du « nuage » électronique. Il est caractéristique que le numéro du nombre quantique principal coïncide avec le numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément donné.

Nombre quantique azimutal ou orbitalℓ peut prendre des valeurs entières de ℓ = 0….jusqu'à n - 1 et détermine le moment du mouvement des électrons, c'est-à-dire forme orbitale. Pour différentes valeurs numériques de ℓ, la notation suivante est utilisée : ℓ = 0, 1, 2, 3, et sont désignés par des symboles s, p, ré, F, respectivement pour ℓ = 0, 1, 2 et 3. Dans le tableau périodique des éléments, il n'y a pas d'éléments avec un nombre de spin ℓ = 4.

Nombre quantique magnétiquem ℓ caractérise la disposition spatiale des orbitales d'électrons et, par conséquent, les propriétés électromagnétiques de l'électron. Il peut prendre des valeurs de - ℓ à + ℓ , y compris zéro.

La forme ou, plus précisément, les propriétés de symétrie des orbitales atomiques dépendent de nombres quantiques ℓ et m ℓ . "nuage électronique", correspondant à s- orbitals a, a la forme d'une boule (en même temps ℓ = 0).

Fig. 1. 1s orbitale

Les orbitales définies par les nombres quantiques ℓ = 1 et m ℓ = -1, 0 et +1 sont appelées p-orbitales. Puisque m ℓ a trois différentes valeurs, alors l'atome a trois orbitales p énergétiquement équivalentes (le nombre quantique principal pour eux est le même et peut avoir la valeur n = 2,3,4,5,6 ou 7). Les p-orbitales ont une symétrie axiale et ont la forme de huit en trois dimensions, orientés le long des axes x, y et z dans un champ externe (Fig. 1.2). D'où l'origine des symboles p x , p y et p z .

Fig.2. orbitales p x , p y et p z

De plus, il existe des orbitales atomiques d et f, pour le premier ℓ = 2 et m ℓ = -2, -1, 0, +1 et +2, c'est-à-dire cinq AO, pour le second ℓ = 3 et m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 et +3, soit 7 AO.

quatrième quantum m s appelé nombre quantique de spin, a été introduit pour expliquer certains effets subtils dans le spectre de l'atome d'hydrogène par Goudsmit et Uhlenbeck en 1925. Le spin d'un électron est le moment cinétique d'une particule élémentaire chargée d'un électron, dont l'orientation est quantifiée, c'est-à-dire strictement limité à certains angles. Cette orientation est déterminée par la valeur du nombre quantique magnétique de spin (s), qui pour un électron est ½ , donc, pour un électron, selon les règles de quantification m s = ± ½. A cet égard, à l'ensemble des trois nombres quantiques, il convient d'ajouter le nombre quantique m s . Nous soulignons encore une fois que quatre nombres quantiques déterminent l'ordre dans lequel le tableau périodique des éléments de Mendeleev est construit et expliquons pourquoi il n'y a que deux éléments dans la première période, huit dans la deuxième et la troisième, 18 dans la quatrième, etc. , pour expliquer la structure du multiélectron des atomes, l'ordre dans lequel les niveaux électroniques sont remplis à mesure que la charge positive d'un atome augmente, il ne suffit pas d'avoir une idée des quatre nombres quantiques qui "gouvernent" le comportement des électrons lors du remplissage des orbitales électroniques, mais vous devez en savoir plus règles simples, à savoir, Principe de Pauli, règle de Gund et règles de Klechkovsky.

Selon le principe de Pauli dans le même état quantique, caractérisé par certaines valeurs de quatre nombres quantiques, il ne peut y avoir plus d'un électron. Cela signifie qu'un électron peut, en principe, être placé dans n'importe quelle orbitale atomique. Deux électrons ne peuvent se trouver sur la même orbitale atomique que s'ils ont des nombres quantiques de spin différents.

Lors du remplissage de trois p-AO, cinq d-AO et sept f-AO avec des électrons, il faut être guidé non seulement par le principe de Pauli mais aussi par la règle de Hund : Le remplissage des orbitales d'une sous-couche à l'état fondamental se produit avec des électrons de même spin.

Lors du remplissage des sous-shells (p, ré, F) la valeur absolue de la somme des spins doit être maximale.

La règle de Klechkovsky. Selon la règle de Klechkovsky, lors du remplissageré et Forbitale par les électrons doit être respectéeprincipe de l'énergie minimale. Selon ce principe, les électrons à l'état fondamental remplissent les orbites avec des niveaux d'énergie minimum. L'énergie du sous-niveau est déterminée par la somme des nombres quantiquesn + ℓ = E .

La première règle de Klechkovsky: remplir d'abord les sous-niveaux pour lesquelsn + ℓ = E minimal.

Deuxième règle de Klechkovsky: en cas d'égalitén + ℓ pour plusieurs sous-niveaux, le sous-niveau pour lequeln minimal .

Actuellement, 109 éléments sont connus.

2. Énergie d'ionisation, affinité électronique et électronégativité.

Les caractéristiques les plus importantes de la configuration électronique d'un atome sont l'énergie d'ionisation (EI) ou le potentiel d'ionisation (IP) et l'affinité électronique de l'atome (SE). L'énergie d'ionisation est la variation d'énergie dans le processus de détachement d'un électron d'un atome libre à 0 K : A = + + ē . La dépendance de l'énergie d'ionisation au numéro atomique Z de l'élément, la taille du rayon atomique a un caractère périodique prononcé.

L'affinité électronique (SE) est le changement d'énergie qui accompagne l'ajout d'un électron à un atome isolé avec la formation d'un ion négatif à 0 K : A + ē = A - (l'atome et l'ion sont dans leurs états fondamentaux). Dans ce cas, l'électron occupe l'orbite atomique libre la plus basse (LUAO) si le VZAO est occupé par deux électrons. SE dépend fortement de leur configuration électronique orbitale.

Les changements d'EI et de SE sont en corrélation avec les changements de nombreuses propriétés des éléments et de leurs composés, qui sont utilisés pour prédire ces propriétés à partir des valeurs de EI et de SE. Les halogènes ont l'affinité électronique absolue la plus élevée. Dans chaque groupe du tableau périodique des éléments, le potentiel d'ionisation ou EI diminue avec l'augmentation du nombre d'éléments, ce qui est associé à une augmentation du rayon atomique et à une augmentation du nombre de couches d'électrons, et qui est bien corrélé à une augmentation de la pouvoir réducteur de l'élément.

Le tableau 1 du tableau périodique des éléments donne les valeurs de EI et SE en eV/atome. Noter que valeurs exactes Les SE ne sont connus que pour quelques atomes, leurs valeurs sont soulignées dans le tableau 1.

Tableau 1

La première énergie d'ionisation (EI), l'affinité électronique (SE) et l'électronégativité χ) des atomes du tableau périodique.

0.747

2. 1 0

0, 3 7

1,2 2

0.54

1. 55

-0.3

1. 1 3

0.2

0. 91

1.2 5

-0. 1

0, 55

1.47

0. 59

3.45

0. 64

1 ,60

0. 7 4

1. 89

-0.3

1 . 3 1

1 . 6 0

0. 6

1.63

0.7

2.07

3.61

2.3 6

- 0 .6

1.26(a)

-0.9

1 . 39

0. 18

1.2

0. 6

2.07

3.36

2.4 8

-0.6

1 . 56

0. 2

2.2

2.6 7

2, 2 1

χ - électronégativité de Pauling

r- rayon atomique, (de "Classes de laboratoire et de séminaire en chimie générale et inorganique", N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Les produits chimiques sont les éléments qui composent le monde qui nous entoure.

Les propriétés de chaque substance chimique sont divisées en deux types : les chimiques, qui caractérisent sa capacité à former d'autres substances, et les physiques, qui sont objectivement observées et peuvent être considérées indépendamment des transformations chimiques. Ainsi, par exemple, les propriétés physiques d'une substance sont son état d'agrégation (solide, liquide ou gazeux), sa conductivité thermique, sa capacité calorifique, sa solubilité dans divers milieux (eau, alcool, etc.), sa densité, sa couleur, son goût, etc. .

transformations de certains substances chimiques dans d'autres substances sont appelés phénomènes chimiques ou réactions chimiques. Il convient de noter qu'il existe également des phénomènes physiques qui, évidemment, s'accompagnent d'une modification de certains propriétés physiques substances sans se transformer en d'autres substances. Les phénomènes physiques, par exemple, comprennent la fonte de la glace, le gel ou l'évaporation de l'eau, etc.

Le fait qu'au cours de tout processus un phénomène chimique se produise peut être conclu en observant les caractéristiques réactions chimiques tels que changement de couleur, précipitation, dégagement de gaz, dégagement de chaleur et/ou de lumière.

Ainsi, par exemple, une conclusion sur le déroulement des réactions chimiques peut être tirée en observant:

La formation de sédiments lors de l'ébullition de l'eau, appelée tartre dans la vie quotidienne;

Le dégagement de chaleur et de lumière lors de la combustion d'un feu;

Changer la couleur de la tranche pomme fraîcheà l'antenne;

La formation de bulles de gaz lors de la fermentation de la pâte, etc.

Les plus petites particules de matière qui, au cours des réactions chimiques, ne subissent pratiquement pas de changements, mais seulement d'une manière nouvelle sont reliées les unes aux autres, sont appelées atomes.

L'idée même de l'existence de telles unités de matière est née dans la Grèce ancienne dans l'esprit des anciens philosophes, ce qui explique en fait l'origine du terme "atome", puisque "atomos" traduit littéralement du grec signifie "indivisible".

Cependant, contrairement à l'idée anciens philosophes grecs, les atomes ne sont pas le minimum absolu de matière, c'est-à-dire ont eux-mêmes une structure complexe.

Chaque atome est constitué de particules dites subatomiques - protons, neutrons et électrons, désignés respectivement par les symboles p + , n o et e - . L'exposant dans la notation utilisée indique que le proton a une charge positive unitaire, l'électron a une charge négative unitaire et le neutron n'a pas de charge.

Quant à la structure qualitative de l'atome, chaque atome a tous les protons et neutrons concentrés dans le soi-disant noyau, autour duquel les électrons forment une coquille d'électrons.

Le proton et le neutron ont pratiquement les mêmes masses, c'est-à-dire m p ≈ m n , et la masse des électrons est presque 2000 fois inférieure à la masse de chacun d'eux, c'est-à-dire m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Étant donné que la propriété fondamentale d'un atome est sa neutralité électrique et que la charge d'un électron est égale à la charge d'un proton, on peut en conclure que le nombre d'électrons dans tout atome est égal au nombre de protons.

Ainsi, par exemple, le tableau ci-dessous montre la composition possible des atomes :

Le type d'atomes avec la même charge nucléaire, c'est-à-dire avec le même numéro les protons dans leurs noyaux sont appelés un élément chimique. Ainsi, à partir du tableau ci-dessus, nous pouvons conclure que atom1 et atom2 appartiennent à un élément chimique, et atom3 et atom4 appartiennent à un autre élément chimique.

Chaque élément chimique a son propre nom et son propre symbole, qui se lit d'une certaine manière. Ainsi, par exemple, l'élément chimique le plus simple, dont les atomes ne contiennent qu'un seul proton dans le noyau, porte le nom "hydrogène" et est désigné par le symbole "H", qui se lit comme "cendre", et l'élément chimique avec une charge nucléaire de +7 (c'est-à-dire contenant 7 protons) - "azote", a le symbole "N", qui se lit comme "en".

Comme vous pouvez le voir dans le tableau ci-dessus, les atomes d'un élément chimique peuvent différer par le nombre de neutrons dans les noyaux.

Les atomes appartenant au même élément chimique, mais ayant un nombre différent de neutrons et, par conséquent, une masse, sont appelés isotopes.

Ainsi, par exemple, l'élément chimique hydrogène a trois isotopes - 1 H, 2 H et 3 H. Les indices 1, 2 et 3 au-dessus du symbole H signifient le nombre total de neutrons et de protons. Ceux. sachant que l'hydrogène est un élément chimique, qui se caractérise par le fait qu'il y a un proton dans le noyau de ses atomes, on peut conclure qu'il n'y a pas du tout de neutrons dans l'isotope 1 H (1-1 = 0), en l'isotope 2 H - 1 neutron (2-1=1) et dans l'isotope 3 H - deux neutrons (3-1=2). Puisque, comme déjà mentionné, un neutron et un proton ont les mêmes masses, et que la masse d'un électron est négligeable par rapport à eux, cela signifie que l'isotope 2 H est presque deux fois plus lourd que l'isotope 1 H, et le 3 H isotope est même trois fois plus lourd. . En raison d'une telle dispersion dans les masses des isotopes de l'hydrogène, les isotopes 2 H et 3 H ont même reçu des noms et des symboles individuels distincts, ce qui n'est typique d'aucun autre élément chimique. L'isotope 2 H a été nommé deutérium et a reçu le symbole D, et l'isotope 3 H a reçu le nom de tritium et a reçu le symbole T.

Si nous prenons la masse du proton et du neutron comme unité et négligeons la masse de l'électron, en fait, l'indice supérieur gauche, en plus du nombre total de protons et de neutrons dans l'atome, peut être considéré comme sa masse, et cet indice s'appelle donc le nombre de masse et est désigné par le symbole A. Étant donné que la charge du noyau de tout proton correspond à l'atome et que la charge de chaque proton est conditionnellement considérée comme +1, le nombre de protons dans le le noyau est appelé numéro de facturation(Z). En désignant le nombre de neutrons dans un atome par la lettre N, mathématiquement la relation entre le nombre de masse, le nombre de charge et le nombre de neutrons peut être exprimée comme suit :

Selon les concepts modernes, l'électron a une nature double (onde-particule). Il a les propriétés d'une particule et d'une onde. Comme une particule, un électron a une masse et une charge, mais en même temps, le flux d'électrons, comme une onde, se caractérise par la capacité de diffraction.

Pour décrire l'état d'un électron dans un atome, on utilise des représentations mécanique quantique, selon laquelle l'électron n'a pas de trajectoire de mouvement spécifique et peut être localisé en tout point de l'espace, mais avec des probabilités différentes.

La région de l'espace autour du noyau où un électron est le plus susceptible de se trouver s'appelle l'orbite atomique.

Une orbitale atomique peut avoir diverses formes, taille et orientation. Une orbitale atomique est aussi appelée nuage d'électrons.

Graphiquement, une orbitale atomique est généralement désignée par une cellule carrée :

La mécanique quantique dispose d'un appareil mathématique extrêmement complexe, c'est pourquoi, dans le cadre d'un cours de chimie scolaire, seules les conséquences de la théorie de la mécanique quantique sont envisagées.

Selon ces conséquences, toute orbitale atomique et un électron qui s'y trouve sont complètement caractérisés par 4 nombres quantiques.

Le nombre quantique principal - n - détermine l'énergie totale d'un électron dans une orbitale donnée. La plage de valeurs du nombre quantique principal est tout entiers, c'est à dire. n = 1,2,3,4, 5 etc...
Le nombre quantique orbital - l - caractérise la forme de l'orbite atomique et peut prendre n'importe quelle valeur entière de 0 à n-1, où n, rappel, est le nombre quantique principal.

Les orbitales avec l = 0 sont appelées s-orbitales. Les orbitales s sont sphériques et n'ont pas de direction dans l'espace :

Les orbitales avec l = 1 sont appelées p-orbitales. Ces orbitales ont la forme d'un huit en trois dimensions, c'est-à-dire la forme obtenue en faisant tourner le chiffre huit autour de l'axe de symétrie, et ressemble extérieurement à un haltère :

Les orbitales avec l = 2 sont appelées ré-orbitales, et avec l = 3 – F-orbitales. Leur structure est beaucoup plus complexe.

3) Le nombre quantique magnétique - m l - détermine l'orientation spatiale d'une orbitale atomique particulière et exprime la projection du moment cinétique orbital sur la direction champ magnétique. Le nombre quantique magnétique m l correspond à l'orientation de l'orbitale par rapport à la direction du vecteur d'intensité du champ magnétique externe et peut prendre toutes les valeurs entières de –l à +l, y compris 0, c'est-à-dire total valeurs possibles est égal à (2l+1). Ainsi, par exemple, avec l = 0 m l = 0 (une valeur), avec l = 1 m l = -1, 0, +1 (trois valeurs), avec l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (cinq valeurs du nombre quantique magnétique), etc.

Ainsi, par exemple, les orbitales p, c'est-à-dire les orbitales avec un nombre quantique orbital l = 1, ayant la forme d'un "huit en trois dimensions", correspondent à trois valeurs du nombre quantique magnétique (-1, 0, +1), qui, à son tour, correspond dans trois directions de l'espace perpendiculaires entre elles.

4) Le nombre quantique de spin (ou simplement spin) - m s - peut être conditionnellement considéré comme responsable du sens de rotation d'un électron dans un atome, il peut prendre des valeurs. Les électrons avec des spins différents sont indiqués par des flèches verticales pointant dans des directions différentes : ↓ et .

L'ensemble de toutes les orbitales d'un atome qui ont la même valeur du nombre quantique principal est appelé le niveau d'énergie ou coquille d'électrons. Tout niveau d'énergie arbitraire avec un certain nombre n consiste en n 2 orbitales.

De nombreuses orbitales avec les mêmes valeurs le nombre quantique principal et le nombre quantique orbital représentent le sous-niveau d'énergie.

Chaque niveau d'énergie, qui correspond au nombre quantique principal n, contient n sous-niveaux. À son tour, chaque sous-niveau d'énergie avec un nombre quantique orbital l se compose de (2l + 1) orbitales. Ainsi, la sous-couche s consiste en une orbitale s, la sous-couche p - trois orbitales p, la sous-couche d - cinq orbitales d et la sous-couche f - sept orbitales f. Étant donné que, comme déjà mentionné, une orbitale atomique est souvent désignée par une cellule carrée, les sous-niveaux s, p, d et f peuvent être représentés graphiquement comme suit :

Chaque orbitale correspond à un ensemble individuel strictement défini de trois nombres quantiques n, l et m l .

La distribution des électrons dans les orbitales s'appelle la configuration électronique.

Le remplissage des orbitales atomiques avec des électrons se produit selon trois conditions :

Le principe de l'énergie minimale: Les électrons remplissent les orbitales à partir du sous-niveau d'énergie le plus bas. La séquence des sous-niveaux par ordre croissant d'énergie est la suivante : 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Afin de faciliter la mémorisation de cette séquence de remplissage des sous-niveaux électroniques, l'illustration graphique suivante est très pratique :

Principe de Pauli: Chaque orbitale peut contenir au plus deux électrons.

S'il y a un électron dans l'orbite, on l'appelle non apparié, et s'il y en a deux, on les appelle une paire d'électrons.

règle de Hund: l'état le plus stable d'un atome est celui dans lequel, à l'intérieur d'un sous-niveau, l'atome a le nombre maximum possible d'électrons non appariés. Cet état le plus stable de l'atome est appelé l'état fondamental.

En fait, ce qui précède signifie que, par exemple, le placement des 1er, 2e, 3e et 4e électrons sur trois orbitales du sous-niveau p sera effectué comme suit :

Le remplissage des orbitales atomiques de l'hydrogène, qui a un nombre de charge de 1, au krypton (Kr) avec un nombre de charge de 36, sera effectué comme suit :

Une représentation similaire de l'ordre dans lequel les orbitales atomiques sont remplies est appelée un diagramme d'énergie. Sur la base des schémas électroniques des éléments individuels, vous pouvez écrire leurs soi-disant formules électroniques (configurations). Ainsi, par exemple, un élément avec 15 protons et, par conséquent, 15 électrons, c'est-à-dire le phosphore (P) aura le diagramme énergétique suivant :

Une fois traduit en formule électronique, l'atome de phosphore prendra la forme :

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Les chiffres de taille normale à gauche du symbole de sous-niveau indiquent le numéro du niveau d'énergie et les exposants à droite du symbole de sous-niveau indiquent le nombre d'électrons dans le sous-niveau correspondant.

Vous trouverez ci-dessous les formules électroniques des 36 premiers éléments de D.I. Mendeleev.

période	Numéro d'article	symbole	Titre	formule électronique
je	1	H	hydrogène	1s 1
je	2	Il	hélium	1s2
II	3	Li	lithium	1s2 2s1
	4	Être	béryllium	1s2 2s2
	5	B	bore	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	carbone	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	azote	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	oxygène	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	néon	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	N / A	sodium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnésium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	aluminium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	silicium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	phosphore	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	soufre	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	CL	chlore	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	potassium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
	20	Californie	calcium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	scandium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titane	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanadium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
	24	Cr	chrome	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s sur le ré sous-niveau
	25	Mn	manganèse	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	le fer	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	co	cobalt	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nickel	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	cuivre	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s sur le ré sous-niveau
	30	Zn	zinc	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Géorgie	gallium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germanium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Comme	arsenic	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	sélénium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4
	35	BR	brome	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	krypton	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Comme déjà mentionné, dans leur état fondamental, les électrons des orbitales atomiques sont disposés selon le principe de moindre énergie. Néanmoins, en présence d'orbitales p vides dans l'état fondamental d'un atome, souvent, lorsqu'un excès d'énergie lui est communiqué, l'atome peut être transféré dans l'état dit excité. Ainsi, par exemple, un atome de bore dans son état fondamental a une configuration électronique et un diagramme d'énergie de la forme suivante :

5B = 1s 2 2s 2 2p 1

Et à l'état excité (*), c'est-à-dire lors de la transmission d'énergie à l'atome de bore, sa configuration électronique et son diagramme d'énergie ressembleront à ceci :

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Selon le sous-niveau de l'atome qui est rempli en dernier, les éléments chimiques sont divisés en s, p, d ou f.

Recherche des éléments s, p, d et f dans le tableau D.I. Mendeleïev :

Les s-éléments ont le dernier s-sous-niveau à remplir. Ces éléments comprennent des éléments des sous-groupes principaux (à gauche dans la cellule du tableau) des groupes I et II.
Pour les p-éléments, le p-sous-niveau est rempli. Les éléments p comprennent les six derniers éléments de chaque période, à l'exception du premier et du septième, ainsi que des éléments des principaux sous-groupes des groupes III-VIII.
les éléments d sont situés entre les éléments s et p dans les grandes périodes.
Les éléments F sont appelés lanthanides et actinides. Ils sont placés en bas du tableau par D.I. Mendeleev.

La leçon est consacrée à la formation d'idées sur la structure complexe de l'atome. L'état des électrons dans un atome est considéré, les concepts "d'orbitale atomique et de nuage d'électrons", les formes d'orbitales (s--, p-, d-orbitales) sont introduits. Sont également pris en compte des aspects tels que le nombre maximal d'électrons aux niveaux et sous-niveaux d'énergie, la répartition des électrons sur les niveaux et sous-niveaux d'énergie dans les atomes des éléments des quatre premières périodes, les électrons de valence des éléments s, p et d. Un schéma graphique de la structure des couches électroniques d'atomes (formule électro-graphique) est donné.

Sujet : La structure de l'atome. Loi périodique D.I. Mendeleïev

Leçon: La structure de l'atome

Traduit du grec, le mot " atome" signifie « indivisible ». Cependant, des phénomènes ont été découverts qui démontrent la possibilité de sa division. Ce sont l'émission de rayons X, l'émission de rayons cathodiques, le phénomène de l'effet photoélectrique, le phénomène de la radioactivité. Les électrons, les protons et les neutrons sont les particules qui composent un atome. Ils s'appellent particules subatomiques.

Languette. une

En plus des protons, le noyau de la plupart des atomes contient neutrons qui ne portent pas de frais. Comme on peut le voir sur le tableau. 1, la masse du neutron ne diffère pratiquement pas de la masse du proton. Les protons et les neutrons constituent le noyau d'un atome et sont appelés nucléons (noyau - noyau). Leurs charges et masses en unités de masse atomique (a.m.u.) sont indiquées dans le tableau 1. Lors du calcul de la masse d'un atome, la masse d'un électron peut être négligée.

Masse d'un atome ( nombre de masse) est égal à la somme des masses des protons et des neutrons qui composent son noyau. Le nombre de masse est désigné par la lettre MAIS. D'après le nom de cette quantité, on peut voir qu'elle est étroitement liée à la masse atomique de l'élément arrondie à un nombre entier. A=Z+N

Ici UN- nombre de masse d'un atome (la somme des protons et des neutrons), Z- charge nucléaire (nombre de protons dans le noyau), N est le nombre de neutrons dans le noyau. Selon la doctrine des isotopes, la notion d'"élément chimique" peut recevoir la définition suivante :

élément chimique Un groupe d'atomes avec la même charge nucléaire est appelé.

Certains éléments existent en plusieurs isotopes. « Isotopes » signifie « occupant la même place ». Les isotopes ont le même nombre de protons, mais diffèrent par leur masse, c'est-à-dire le nombre de neutrons dans le noyau (nombre N). Étant donné que les neutrons ont peu ou pas d'effet sur les propriétés chimiques des éléments, tous les isotopes d'un même élément sont chimiquement indiscernables.

Les isotopes sont appelés variétés d'atomes du même élément chimique avec la même charge nucléaire (c'est-à-dire avec le même nombre de protons), mais avec un nombre différent de neutrons dans le noyau.

Les isotopes ne diffèrent les uns des autres que par leur nombre de masse. Ceci est indiqué soit par un exposant dans le coin droit, soit sur une ligne : 12 C ou C-12 . Si un élément contient plusieurs isotopes naturels, alors dans le tableau périodique D.I. Mendeleev indique sa masse atomique moyenne, en tenant compte de la prévalence. Par exemple, le chlore contient 2 isotopes naturels 35 Cl et 37 Cl, dont la teneur est respectivement de 75% et 25%. Ainsi, la masse atomique du chlore sera égale à :

MAISr(CL)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Pour les atomes lourds synthétisés artificiellement, une valeur de masse atomique est donnée entre crochets. C'est la masse atomique de l'isotope le plus stable de cet élément.

Modèles de base de la structure de l'atome

Historiquement, le modèle Thomson de l'atome a été le premier en 1897.

Riz. 1. Modèle de la structure de l'atome par J. Thomson

Le physicien anglais J. J. Thomson a suggéré que les atomes consistent en une sphère chargée positivement dans laquelle les électrons sont intercalés (Fig. 1). Ce modèle est appelé au sens figuré "plum pudding", un petit pain aux raisins secs (où les "raisins" sont des électrons), ou "pastèque" avec des "graines" - des électrons. Cependant, ce modèle a été abandonné, car des données expérimentales ont été obtenues qui le contredisaient.

Riz. 2. Modèle de la structure de l'atome par E. Rutherford

En 1910, le physicien anglais Ernst Rutherford, avec ses étudiants Geiger et Marsden, mena une expérience qui donna des résultats étonnants et inexplicables du point de vue du modèle de Thomson. Ernst Rutherford a prouvé par expérience qu'au centre de l'atome se trouve un noyau chargé positivement (Fig. 2), autour duquel, comme les planètes autour du Soleil, les électrons tournent. L'atome dans son ensemble est électriquement neutre et les électrons sont retenus dans l'atome en raison des forces d'attraction électrostatique (forces de Coulomb). Ce modèle comportait de nombreuses contradictions et, surtout, n'expliquait pas pourquoi les électrons ne tombent pas sur le noyau, ainsi que la possibilité d'absorption et d'émission d'énergie par celui-ci.

Le physicien danois N. Bohr en 1913, prenant le modèle de l'atome de Rutherford comme base, a proposé un modèle de l'atome dans lequel les particules d'électrons tournent autour du noyau atomique à peu près de la même manière que les planètes tournent autour du Soleil.

Riz. 3. Modèle planétaire de N. Bohr

Bohr a suggéré que les électrons dans un atome ne peuvent exister de manière stable que sur des orbites à des distances strictement définies du noyau. Ces orbites, il les appelait stationnaires. Un électron ne peut pas exister en dehors des orbites stationnaires. Pourquoi il en est ainsi, Bohr ne pouvait pas l'expliquer à l'époque. Mais il a montré qu'un tel modèle (Fig. 3) permet d'expliquer de nombreux faits expérimentaux.

Actuellement utilisé pour décrire la structure de l'atome mécanique quantique. C'est une science dont l'aspect principal est que l'électron a les propriétés d'une particule et d'une onde en même temps, c'est-à-dire la dualité onde-particule. Selon la mécanique quantique, la région de l'espace dans laquelle la probabilité de trouver un électron est la plus grande est appeléeorbital. Plus l'électron est éloigné du noyau, plus son énergie d'interaction avec le noyau est faible. Des électrons d'énergies similaires se forment niveau d'énergie. Nombre de niveaux d'énergieéquivaut à numéro de période, dans lequel cet élément se trouve dans le tableau D.I. Mendeleev. Il existe différentes formes d'orbitales atomiques. (Fig. 4). Les orbitales d et f ont une forme plus complexe.

Riz. 4. Formes des orbitales atomiques

Il y a exactement autant d'électrons dans la couche d'électrons d'un atome qu'il y a de protons dans son noyau, donc l'atome dans son ensemble est électriquement neutre. Les électrons d'un atome sont disposés de manière à ce que leur énergie soit minimale. Plus l'électron est éloigné du noyau, plus il y a d'orbitales et plus leur forme est complexe. Chaque niveau et sous-niveau ne peut contenir qu'un certain nombre d'électrons. Les sous-niveaux, à leur tour, consistent en orbitales.

Au premier niveau d'énergie, le plus proche du noyau, il peut y avoir une orbitale sphérique ( 1 s). Au deuxième niveau d'énergie - une orbitale sphérique, de grande taille et trois orbitales p : 2 s2 PPP. Au troisième niveau : 3 s3 PPP3 dddd.

En plus du mouvement autour du noyau, les électrons ont également un mouvement, qui peut être représenté comme leur mouvement autour de leur propre axe. Cette rotation s'appelle tournoyer ( dans la voie de l'anglais. "broche"). Seuls deux électrons avec des spins opposés (antiparallèles) peuvent être sur une même orbite.

Maximum nombre d'électrons par niveau d'énergie est déterminé par la formule N=2 n 2.

Où n est le nombre quantique principal (nombre de niveau d'énergie). Voir le tableau. 2

Languette. 2

Selon l'orbite dans laquelle se trouve le dernier électron, ils distinguent s-, p-, ré-éléments. Les éléments des principaux sous-groupes appartiennent à s-, p-éléments. Dans les sous-groupes latéraux sont ré-éléments

Schéma graphique de la structure des couches électroniques d'atomes (formule graphique électronique).

Pour décrire la disposition des électrons dans les orbitales atomiques, la configuration électronique est utilisée. Pour l'écrire sur une ligne, les orbitales sont écrites dans la légende ( s--, p-, ré-,F-orbitales), et devant eux se trouvent des chiffres indiquant le numéro du niveau d'énergie. Plus le nombre est grand, plus l'électron est éloigné du noyau. En majuscule, au-dessus de la désignation de l'orbitale, le nombre d'électrons dans cette orbitale est écrit (Fig. 5).

Riz. 5

Graphiquement, la distribution des électrons dans les orbitales atomiques peut être représentée sous forme de cellules. Chaque cellule correspond à une orbitale. Il y aura trois cellules de ce type pour l'orbitale p, cinq pour l'orbitale d et sept pour l'orbitale f. Une cellule peut contenir 1 ou 2 électrons. Selon La règle de Gund, les électrons sont répartis dans des orbitales de même énergie (par exemple, dans trois p-orbitales), une première à la fois, et seulement lorsqu'il y a déjà un électron dans chacune de ces orbitales, le remplissage de ces orbitales avec des seconds électrons commence. De tels électrons sont appelés jumelé. Cela s'explique par le fait que dans les cellules voisines, les électrons se repoussent moins, comme des particules chargées de manière similaire.

Voir fig. 6 pour l'atome 7 N.

Riz. 6

La configuration électronique de l'atome de scandium

21 sc: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 ré 1

Les électrons du niveau d'énergie externe sont appelés électrons de valence. 21 sc fait référence à ré-éléments.

Résumé de la leçon

Lors de la leçon, la structure de l'atome, l'état des électrons dans l'atome ont été examinés, le concept "d'orbitale atomique et de nuage d'électrons" a été introduit. Les élèves ont appris quelle est la forme des orbitales ( s-, p-, ré-orbitales), quel est le nombre maximal d'électrons aux niveaux et sous-niveaux d'énergie, la répartition des électrons sur les niveaux d'énergie, quel est s-, p- et ré-éléments. Un schéma graphique de la structure des couches électroniques d'atomes (formule électro-graphique) est donné.

Bibliographie

1. Rudzitis G.E. Chimie. Principes fondamentaux de chimie générale. 11e année : manuel pour les établissements d'enseignement : niveau de base / G.E. Rudzitis, F. G. Feldman. - 14e éd. - M. : Éducation, 2012.

2. Popel P.P. Chimie: 8e année: un manuel pour les établissements d'enseignement général / P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: Centre d'information "Académie", 2008. - 240 p.: ill.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Fondamentaux de la chimie. Tutoriel internet.

Devoirs

1. N° 5-7 (p. 22) Rudzitis G.E. Chimie. Principes fondamentaux de chimie générale. 11e année : manuel pour les établissements d'enseignement : niveau de base / G.E. Rudzitis, F. G. Feldman. - 14e éd. - M. : Éducation, 2012.

2. Écrivez des formules électroniques pour les éléments suivants : 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Les éléments ont les formules électroniques suivantes : a) 1s 2 2s 2 2p 4 .b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Quels sont ces éléments ?

La composition de l'atome.

Un atome est composé de noyau atomique et coquille d'électrons.

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

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

N(p +) = Z

La somme du nombre de neutrons N(n 0), désigné simplement par la lettre N, et le nombre de protons Z appelé nombre de masse et est marqué de la lettre MAIS.

UN = Z + N

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

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

La masse d'un proton est approximativement égale à la masse d'un neutron et 1840 fois la masse d'un électron, donc la masse d'un atome est pratiquement égale à la masse du noyau.

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

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

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

Différents isotopes diffèrent les uns des autres par le nombre de neutrons dans le noyau de leurs atomes.

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

La structure de la couche électronique de l'atome

orbitale atomique est l'état d'un électron dans un atome. Symbole orbital - . Chaque orbitale correspond à un nuage d'électrons.

Les orbitales des atomes réels à l'état fondamental (non excité) sont de quatre types : s, p, ré et F.

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

Noter: parfois les concepts d'"orbite atomique" et de "nuage d'électrons" ne sont pas distingués, les appelant tous les deux "orbite atomique".

La couche électronique d'un atome est en couches. Couche électronique formé par des nuages d'électrons de même taille. Orbitales d'une forme de couche niveau électronique ("énergie"), leurs énergies sont les mêmes pour l'atome d'hydrogène, mais différentes pour les autres atomes.

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

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

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

Le nombre total de sous-niveaux dans un niveau est égal au nombre de niveaux n. Le nombre total d'orbitales dans un niveau est n 2. En conséquence, le nombre total de nuages dans une couche est également n 2 .

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

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

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

2. Principe de Pauli - il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une orbitale.

3. Règle de Hund - dans le sous-niveau, les électrons remplissent d'abord les orbitales libres (une à la fois), et seulement après cela, ils forment des paires d'électrons.

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

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

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

Visuellement, cette séquence est exprimée par le diagramme énergétique :

La distribution des électrons d'un atome par niveaux, sous-niveaux et orbitales (la configuration électronique d'un atome) peut être décrite comme une formule électronique, un diagramme d'énergie ou, plus simplement, comme un diagramme de couches électroniques ("diagramme électronique") .

Exemples de structure électronique des atomes :

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

Système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev
(système naturel d'éléments chimiques)

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

Système périodique- expression graphique de la loi périodique.

Gamme naturelle d'éléments chimiques- un certain nombre d'éléments chimiques, construits en fonction de l'augmentation du nombre de protons dans les noyaux de leurs atomes, ou, ce qui revient au même, en fonction de l'augmentation des charges des noyaux de ces atomes. Le numéro de série d'un élément de cette série est égal au nombre de protons dans le noyau de tout atome de cet élément.

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

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

Les groupes du tableau de courte période sont divisés en sous-groupes ( principale et Effets secondaires), coïncidant avec les groupes du tableau de longue période.

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

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

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

Les caractéristiques des éléments chimiques changent naturellement en groupes et en périodes.

Par périodes (avec numéro de série croissant)

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

En groupe (avec numéro de série croissant)

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

Tâches et tests sur le thème "Thème 9. "La structure de l'atome. Loi périodique et système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleïev (PSCE)"."

Loi périodique - Loi périodique et structure des atomes Grade 8–9
Vous devez connaître: les lois de remplissage des orbitales avec des électrons (principe de moindre énergie, principe de Pauli, règle de Hund), la structure du système périodique des éléments.
Vous devez être capable de : déterminer la composition d'un atome par la position d'un élément dans le système périodique, et, inversement, trouver un élément dans le système périodique en connaissant sa composition ; représenter le schéma de structure, la configuration électronique d'un atome, d'un ion, et, inversement, déterminer la position d'un élément chimique dans le PSCE à partir du schéma et de la configuration électronique ; caractériser l'élément et les substances qu'il forme selon sa position dans le PSCE ; déterminer les changements dans le rayon des atomes, les propriétés des éléments chimiques et les substances qu'ils forment au cours d'une période et d'un sous-groupe principal du système périodique.
Exemple 1 Déterminez le nombre d'orbitales dans le troisième niveau électronique. Quelles sont ces orbitales ?
Pour déterminer le nombre d'orbitales, on utilise la formule N orbitales = n 2 , où n- numéro de niveau. N orbitales = 3 2 = 9. Un 3 s-, trois 3 p- et cinq 3 ré-orbitales.
Exemple 2 Déterminer l'atome dont l'élément a la formule électronique 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Afin de déterminer de quel élément il s'agit, vous devez connaître son numéro de série, qui est égal au nombre total d'électrons dans l'atome. Dans ce cas : 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. C'est de l'aluminium.
Après vous être assuré que tout ce dont vous avez besoin est appris, passez aux tâches. Nous vous souhaitons du succès.

Littérature recommandée :
- O. S. Gabrielyan et autres Chimie, 11e année. M., Outarde, 2002 ;
- G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. Chimie 11 cellules. M., Éducation, 2001.

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