Contenu

• Pas
• Conseil

Configuration électronique d'un atome est une série de nombres représentant les orbitales des électrons. Les électrons Obitans sont les régions spatiales de différentes formes entourant le noyau d'un atome, dans lesquelles les électrons sont disposés de manière ordonnée. Grâce à la configuration électronique, vous pouvez déterminer rapidement le nombre d'orbitales d'électrons dans l'atome et le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Une fois que vous aurez compris les principes de base de la configuration électronique, vous serez en mesure d'écrire votre propre configuration électronique et de faire des tests chimiques en toute confiance.

Pas

Méthode 1 sur 2: Déterminez le nombre d'électrons à l'aide d'un tableau périodique chimique

1. 

   Trouvez le numéro atomique de l'atome. Chaque atome a un nombre spécifique d'électrons qui lui sont associés. Localisez l'élément sur le tableau périodique. Le numéro atomique est un entier positif commençant à 1 (pour l'hydrogène) et incrémenté de 1 pour chaque atome par la suite. Le numéro atomique est le nombre de protons de l'atome - c'est donc aussi le nombre d'électrons de l'atome dans l'état fondamental.
2. Déterminez la charge de l'atome. Un atome électriquement neutre a le nombre correct d'électrons comme indiqué dans le tableau périodique. Cependant, un atome avec une charge aura plus ou moins d'électrons en fonction de sa magnitude de charge. Si vous travaillez avec des atomes avec une charge, ajoutez ou soustrayez le nombre d'électrons correspondant: ajoutez un électron pour chaque charge négative et soustrayez un électron pour chaque charge positive.
   • Par exemple, un atome de sodium avec une charge de +1 aura un électron retiré du numéro atomique de base 11. Par conséquent, l'atome de sodium aura un total de 10 électrons.
3. Mémorisez la liste orbitale de base. Lorsqu'un atome reçoit des électrons, ces électrons seront disposés en orbitales dans un ordre spécifique. Lorsque les électrons remplissent les orbitales, le nombre d'électrons dans chaque orbitale est pair. Nous avons les orbitales suivantes:
   • Obitan s (tout nombre avec un "s" derrière dans la configuration électronique) n'a qu'une seule orbitale, et suit Le principe sauf PauliChaque orbitale contient un maximum de 2 électrons, donc chaque orbitale ne contient que 2 électrons.
   • Obitan p a 3 orbitales, il peut donc contenir jusqu'à 6 électrons.
   • Obitan d a 5 orbitales, il peut donc contenir jusqu'à 10 électrons.
   • Obitan f a 7 orbitales, donc peut contenir jusqu'à 14 électrons. Mémorisez l'ordre des orbitales selon la phrase accrocheuse suivante:
     Ssur Pagressif réeuh Fd'accord gengourdi HOups ÍKJe viens.
     
     Pour les atomes avec plus d'électrons, les orbitales continuent à être écrites par ordre alphabétique après la lettre k, en laissant de côté les caractères utilisés.
4. Comprendre la configuration électronique. Les configurations électroniques sont écrites pour montrer clairement le nombre d'électrons dans l'atome, ainsi que le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Chaque orbitale est écrite dans un certain ordre, avec le nombre d'électrons dans chaque orbitale écrit au-dessus de la droite du nom de l'orbitale. Enfin, la configuration électronique est une séquence composée des noms des orbitales et du nombre d'électrons écrits ci-dessus à leur droite.
   • L'exemple suivant est une configuration électronique simple: 1s 2s 2p. Cette configuration montre qu'il y a deux électrons dans l'orbitale 1s, deux électrons dans l'orbitale 2s et six électrons dans l'orbitale 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons (total). Cette configuration électronique est pour un atome de néon électriquement neutre (le numéro atomique du néon est 10).
5. Mémorisez l'ordre des orbitales. Notez que les orbitales sont numérotées en fonction de la classe d'électrons, mais sont ordonnées énergétiquement. Par exemple, l'orbitale 4s est saturée avec une énergie inférieure (ou plus durable) que l'orbitale 3d saturée ou insaturée, donc la sous-classe 4s est écrite en premier. Une fois que vous connaissez l'ordre des orbitales, vous pouvez y organiser les électrons en fonction du nombre d'électrons dans l'atome. L'ordre de placement des électrons dans les orbitales est le suivant: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
   • La configuration électronique d'un atome avec chaque orbitale remplie d'électrons s'écrit comme suit: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Notez que si toutes les couches sont remplies, la configuration électronique ci-dessus est celle de Og (Oganesson), 118, qui est l'atome le plus numéroté du tableau périodique - contenant toutes les couches d'électrons actuellement connues pour avec un atome électriquement neutre.
6. Triez les électrons en orbitales en fonction du nombre d'électrons dans l'atome. Par exemple, si vous souhaitez écrire la configuration électronique de l'atome de calcium électriquement neutre, la première chose à faire est de trouver son numéro atomique sur le tableau périodique. Le numéro atomique du calcium est 20, nous allons donc écrire la configuration d'un atome avec 20 électrons dans l'ordre ci-dessus.
   • Mettez vos électrons en orbitales dans l'ordre ci-dessus jusqu'à ce que vous ayez atteint 20 électrons. Obitan 1s obtient deux électrons, 2s en obtient deux, 2p en a six, 3s en deux, 3p en six et 4s en deux (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20). Par conséquent, la configuration électronique du calcium est: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Remarque: le niveau d'énergie change à mesure que la couche d'électrons augmente. Par exemple, lorsque vous écrivez au 4ème niveau d'énergie, la sous-classe 4s est écrite en premier, plus tard à 3d. Après avoir écrit le quatrième niveau d'énergie, vous passerez au cinquième niveau et recommencerez l'ordre de superposition. Cela ne se produit qu'après le 3ème niveau d'énergie.
7. Utilisez le tableau périodique comme raccourci visuel. Vous avez peut-être remarqué que la forme du tableau périodique correspond à l'ordre des orbitales en configuration électronique. Par exemple, les atomes de la deuxième colonne de gauche à droite se terminent toujours par "s", les atomes de l'extrême droite de la section du milieu se terminent toujours par "d", etc. Utilisez le tableau périodique pour écrire des structures. figure - l'ordre dans lequel les électrons sont placés dans les orbitales correspondra aux positions indiquées sur le tableau périodique. Voir ci-dessous:
   • Les deux colonnes les plus à gauche sont des atomes dont la configuration électronique se termine par l'orbitale s, la partie droite du tableau périodique des atomes avec une configuration électronique se terminant par l'orbitale p, la partie médiane est constituée d'atomes qui se terminent par l'orbitale s. d et ci-dessous se trouvent les atomes qui se terminent par l'orbitale f.
   • Par exemple, lors de l'écriture d'une configuration électronique de l'élément chlore, faites l'argument suivant: Cet atome est dans la troisième ligne (ou "période") du tableau périodique. Il est également dans la cinquième colonne du bloc orbital p du tableau périodique. La configuration électronique finira donc par ... 3p.
   • Prudent! Les classes orbitales d et f du tableau périodique correspondent à des niveaux d'énergie différents de leur période. Par exemple, la première ligne du bloc orbital d correspond à l'orbite 3d bien qu'elle soit en période 4, tandis que la première ligne de l'orbite f correspond à l'orbite 4f même si elle est en période 6.
8. Apprenez à écrire des configurations d'électrons pliables. Les atomes le long du bord droit du tableau périodique sont appelés gaz rare. Ces éléments sont chimiquement très inertes. Pour raccourcir la configuration électronique longue, écrivez entre crochets le symbole chimique du gaz rare le plus proche qui a moins d'électrons que celui de l'atome, puis continuez à écrire les configurations électroniques des orbitales suivantes. . Voir ci-dessous:
   • Pour comprendre ce concept, écrivez la configuration d'électrons effondrés d'un exemple. Supposons que nous devions écrire la configuration électronique pour la réduction du zinc (numéro atomique 30) à travers une configuration de gaz rare. La configuration électronique complète du zinc est: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Notez, cependant, que 1s 2s 2p 3s 3p est la configuration de l'agon du gaz rare. Remplacez simplement cette partie de la notation électronique du zinc par le symbole chimique agonique entre crochets ().
   • Par conséquent, la configuration électronique du zinc est compacte 4s 3d.
   publicité

Méthode 2 sur 2: Utilisation du tableau périodique ADOMAH

1. 

   
   
   Explorez le tableau périodique ADOMAH. Cette méthode d'écriture de la configuration électronique ne nécessite pas de mémorisation. Cependant, cette méthode nécessite un tableau périodique réorganisé, car dans un tableau périodique régulier, depuis la quatrième rangée, le nombre de cycles ne correspond pas à la couche d'électrons. Trouvez un tableau périodique ADOMAH, un tableau périodique chimique spécial conçu par le scientifique Valery Tsimmerman. Vous pouvez trouver ce tableau périodique sur Internet.
   • Sur le Tableau Périodique ADOMAH, les lignes horizontales sont des groupes d'éléments tels que les halogènes, les gaz inertes, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, etc. Les colonnes verticales correspondent à la couche d'électrons et sont appelées «échelons» (jonctions diagonales). les blocs s, p, d et f) correspondent à la période.
   • L'hélium est disposé à côté de l'hydrogène car les deux ont une orbitale 1s unique. Les blocs périodiques (s, p, d et f) sont représentés sur le côté droit et le nombre de couches d'électrons est indiqué à la base. Les noms des éléments sont écrits dans un rectangle numéroté de 1 à 120. Ces nombres sont les numéros atomiques habituels, représentant le nombre total d'électrons dans un atome électriquement neutre.
2. Trouvez l'élément sur le tableau périodique ADOMAH. Pour écrire une configuration électronique d'un élément, localisez son symbole sur le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments avec des numéros atomiques plus élevés. Par exemple, si vous souhaitez écrire la configuration électronique de l'eribi (68), biffez les éléments 69 à 120.
   • Notez les nombres 1 à 8 à la base du tableau périodique. C'est le nombre de couches ou de colonnes d'électrons. Ne faites pas attention aux colonnes qui ne contiennent que des éléments barrés.Pour l'eribi, les colonnes restantes sont 1, 2, 3, 4, 5 et 6.
3. Comptez le nombre d'orbitales jusqu'à la position de l'atome pour écrire la configuration. Regardez le symbole de bloc affiché sur le côté droit du tableau périodique (s, p, d et f) et regardez le nombre de colonnes indiqué à la base du tableau, indépendamment des lignes diagonales entre les blocs, divisez les colonnes en colonnes-blocs et écrivez ils sont dans l'ordre de bas en haut. Ignorez les blocs de colonnes contenant uniquement des éléments barrés. Notez les blocs de colonnes en commençant par le numéro de colonne, puis le symbole du bloc, comme ceci: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (dans le cas de l'eribi).
   • Remarque: La configuration électronique ci-dessus pour Er est écrite dans l'ordre croissant du nombre de couches d'électrons. Cette configuration peut également être écrite dans l'ordre de placement des électrons dans les orbitales. Suivez les étapes de haut en bas au lieu de colonnes lorsque vous écrivez des blocs de colonnes: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. Comptez le nombre d'électrons par orbitale. Comptez le nombre d'électrons qui ne sont pas barrés dans chaque bloc de colonnes, attribuez un électron par élément et écrivez le nombre d'électrons à côté du symbole de bloc pour chaque bloc-colonne, comme ceci: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. Dans cet exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'eribi.
5. Reconnaître les configurations électroniques anormales. Il existe dix-huit exceptions courantes à la configuration électronique des atomes dans l'état d'énergie la plus basse, également connu sous le nom d'état fondamental. Par rapport à la règle générale, ils ne s'écartent que des deux à trois dernières positions d'électrons. Dans ce cas, la configuration électronique réelle fait que les électrons ont un état d'énergie inférieur à la configuration standard de l'atome. Les atomes inhabituels sont:
   • Cr (..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Mo (..., 4d5, 5s1); Ru (..., 4d7, 5s1); Rh (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); Pennsylvanie (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) et Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
   publicité

Conseil

• Lorsque l'atome est un ion, cela signifie que le nombre de protons n'est pas égal au nombre d'électrons. La charge de l'atome est alors indiquée dans le coin supérieur droit (généralement) du symbole de l'élément. Donc un atome d'antimoine avec une charge +2 aura une configuration électronique de 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Notez que 5p est changé en 5p. Soyez prudent lorsque la configuration d'un atome électriquement neutre se termine par des orbitales autres que s et p. Une fois les électrons supprimés, vous ne pouvez prélever que des électrons des orbitales de valence (orbitales s et p). Donc, si une configuration se termine à 4s 3d, et que l'atome a une charge de +2, la configuration passe à 4s 3d. Nous voyons 3dconstant, mais seuls les électrons de l'orbitale s sont supprimés.
• Tous les atomes ont tendance à revenir à un état stable, et la configuration électronique la plus stable aura suffisamment d'orbitales s et p (s2 et p6). Ces gaz rares ont cette configuration électronique, c'est pourquoi ils participent rarement aux réactions et se trouvent sur le côté droit du tableau périodique. Donc, si une configuration se termine à 3p, il suffit d'ajouter deux électrons de plus pour devenir stable (donner six électrons, y compris ceux de l'orbitale s, nécessitera plus d'énergie, donc donner quatre électrons serait facile. Plus facile). Si une configuration se termine en 4d, il suffit de donner trois électrons pour atteindre un état stable. De même, les nouvelles sous-classes qui reçoivent la moitié des électrons (s1, p3, d5 ..) sont plus stables, par exemple p4 ou p2, mais s2 et p6 seront encore plus stables.
• Vous pouvez également utiliser la configuration électronique de valence pour écrire la configuration électronique d'un élément, qui est les dernières orbitales s et p. Par conséquent, la configuration de valence d'un atome d'antimoine pour un antimoine est 5s 5p.
• Les ions n'aiment pas ça car ils sont beaucoup plus durables. Ignorez les deux étapes ci-dessus de cet article et travaillez de la même manière, en fonction de votre point de départ et du nombre d'électrons ou moins que vous avez.
• Pour trouver le numéro atomique à partir de sa configuration électronique, additionnez tous les nombres suivant les lettres (s, p, d et f). Ceci n'est correct que s'il s'agit d'un atome neutre, si c'est un ion, vous ne pouvez pas utiliser cette méthode. Au lieu de cela, vous devez ajouter ou soustraire le nombre d'électrons que vous prenez ou cédez.
• Le numéro suit la lettre qui doit être écrite dans le coin supérieur droit, vous ne devez pas écrire de manière incorrecte lorsque vous passez le test.
• Il existe deux manières différentes d'écrire des configurations électroniques. Vous pouvez écrire dans l'ordre croissant de la couche d'électrons, ou dans l'ordre dans lequel les électrons sont placés dans les orbitales, comme indiqué pour l'atome eribi.
• Il y a des cas où un électron doit être «poussé vers le haut». C'est quand une orbitale n'a qu'un seul électron manquant pour avoir la moitié ou la totalité des électrons, alors vous devez prendre un électron de l'orbitale s ou p la plus proche pour le transférer dans l'orbitale qui a besoin de cet électron.
• On ne peut pas dire que la "stabilité de la fraction énergétique" de la sous-classe reçoit la moitié des électrons. C'est une simplification excessive. La raison pour laquelle le niveau d'énergie stable de la nouvelle sous-classe reçoit "la moitié du nombre d'électrons" est que chaque orbitale n'a qu'un seul électron, de sorte que la répulsion électron-électron est minimisée.