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• Méthode 1 sur 2: Distribution des électrons à l'aide du système périodique de D. I. Mendeleev
• Méthode 2 sur 2: Utilisation du tableau périodique ADOMAH
• Conseils

Configuration électronique un atome est une représentation numérique de ses orbitales électroniques. Les orbitales électroniques sont des régions de formes diverses situées autour d'un noyau atomique dans lesquelles un électron est mathématiquement probable. La configuration électronique permet d'indiquer rapidement et facilement au lecteur le nombre d'orbitales électroniques d'un atome, ainsi que de déterminer le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Après avoir lu cet article, vous maîtriserez la méthode de génération de configurations électroniques.

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Méthode 1 sur 2: Distribution des électrons à l'aide du système périodique de D. I. Mendeleev

1. 1 Trouvez le numéro atomique de votre atome. Chaque atome a un nombre spécifique d'électrons qui lui sont associés. Trouvez le symbole de votre atome dans le tableau périodique. Un numéro atomique est un nombre entier positif commençant à 1 (pour l'hydrogène) et augmentant de un pour chaque atome suivant. Un numéro atomique est le nombre de protons dans un atome, et donc c'est aussi le nombre d'électrons dans un atome avec une charge nulle.
2. 2 Déterminer la charge d'un atome. Les atomes neutres auront le même nombre d'électrons que celui indiqué dans le tableau périodique. Cependant, les atomes chargés auront plus ou moins d'électrons, selon la quantité de leur charge. Si vous travaillez avec un atome chargé, ajoutez ou soustrayez des électrons comme suit : ajoutez un électron pour chaque charge négative et soustrayez un pour chaque charge positive.
   • Par exemple, un atome de sodium avec une charge de -1 aura un électron supplémentaire en outre à son numéro atomique de base 11. En d'autres termes, l'atome total aura 12 électrons.
   • Si nous parlons d'un atome de sodium avec une charge de +1, un électron doit être soustrait du numéro atomique de base 11. Ainsi, l'atome aura 10 électrons.
3. 3 Rappelez-vous la liste de base des orbitales. Au fur et à mesure que le nombre d'électrons augmente, ils remplissent les différents sous-niveaux de la couche électronique de l'atome selon une certaine séquence. Chaque sous-niveau de la couche électronique, lorsqu'il est rempli, contient un nombre pair d'électrons. Les sous-niveaux suivants sont disponibles :
   • sous-niveau s (tout nombre dans la configuration électronique qui précède la lettre "s") contient une seule orbitale et, selon Le principe de Pauli, une orbitale peut contenir un maximum de 2 électrons, par conséquent, il peut y avoir 2 électrons sur chaque sous-niveau s de la couche électronique.
   • sous-niveau p contient 3 orbitales, et peut donc contenir un maximum de 6 électrons.
   • d-sous-niveau contient 5 orbitales, il peut donc avoir jusqu'à 10 électrons.
   • sous-niveau f contient 7 orbitales, il peut donc avoir jusqu'à 14 électrons.
   • sous-niveaux g, h, i et k sont théoriques. Les atomes contenant des électrons dans ces orbitales sont inconnus. Le sous-niveau g contient 9 orbitales, donc théoriquement, il pourrait avoir 18 électrons. Le sous-niveau h peut avoir 11 orbitales et un maximum de 22 électrons ; dans les orbitales i-sous-niveau -13 et un maximum de 26 électrons; dans le sous-niveau k - 15 orbitales et un maximum de 30 électrons.
   • Mémorisez l'ordre des orbitales en utilisant l'astuce mnémotechnique :
     Sober Physiciens rénon FIndiana girafes Hidéation jem Kdémangeaisons (les physiciens sobres ne trouvent pas de girafes cachées dans les cuisines).
4. 4 Comprendre le dossier de configuration électronique. Les configurations électroniques sont enregistrées pour refléter clairement le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Les orbitales sont écrites séquentiellement, le nombre d'atomes dans chaque orbitale étant en exposant à droite du nom de l'orbitale. La configuration électronique terminée prend la forme d'une séquence de désignations de sous-niveaux et d'exposants.
   • Par exemple, la configuration électronique la plus simple : 1s 2s 2p. Cette configuration montre qu'il y a deux électrons au sous-niveau 1s, deux électrons au sous-niveau 2s et six électrons au sous-niveau 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons au total. C'est la configuration électronique d'un atome de néon neutre (le numéro atomique du néon est 10).
5. 5 Rappelez-vous l'ordre des orbitales. Gardez à l'esprit que les orbitales électroniques sont numérotées par ordre croissant du nombre de couches d'électrons, mais par ordre croissant d'énergie. Par exemple, une orbitale 4s remplie est moins énergétique (ou moins mobile) qu'une 3d partiellement remplie ou remplie, donc l'orbitale 4s est enregistrée en premier. Une fois que vous connaissez l'ordre des orbitales, vous pouvez facilement les remplir en fonction du nombre d'électrons dans l'atome. L'ordre de remplissage des orbitales est le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
   • La configuration électronique d'un atome dans laquelle toutes les orbitales sont remplies aura la forme suivante : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Notez que l'entrée ci-dessus, lorsque toutes les orbitales sont remplies, est la configuration électronique de l'élément Uuo (ununoctium) 118, l'atome le plus numéroté dans le tableau périodique. Par conséquent, cette configuration électronique contient tous les sous-niveaux électroniques actuellement connus d'un atome chargé neutre.
6. 6 Remplissez les orbitales en fonction du nombre d'électrons dans votre atome. Par exemple, si l'on veut noter la configuration électronique d'un atome de calcium neutre, il faut commencer par chercher son numéro atomique dans le tableau périodique. Son numéro atomique est 20, nous allons donc écrire la configuration d'un atome à 20 électrons selon l'ordre ci-dessus.
   • Remplissez les orbitales dans l'ordre ci-dessus jusqu'à ce que vous atteigniez le vingtième électron. La première orbitale 1s contiendra deux électrons, les orbitales 2s en auront également deux, 2p - six, 3s - deux, 3p - 6 et 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Dans autrement dit, la configuration électronique du calcium est : 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Notez que les orbitales sont dans l'ordre croissant d'énergie. Par exemple, lorsque vous êtes prêt à passer au 4ème niveau d'énergie, notez d'abord l'orbitale 4s, et ensuite 3d. Après le quatrième niveau d'énergie, vous passez au cinquième, où le même ordre est répété. Cela ne se produit qu'après le troisième niveau d'énergie.
7. 7 Utilisez le tableau périodique comme indice visuel. Vous avez probablement déjà remarqué que la forme du tableau périodique correspond à l'ordre des sous-niveaux électroniques dans les configurations électroniques. Par exemple, les atomes de la deuxième colonne à partir de la gauche se terminent toujours par "s", tandis que les atomes sur le bord droit de la section médiane mince se terminent toujours par "d", et ainsi de suite. Utilisez le tableau périodique comme guide visuel pour écrire les configurations - car l'ordre dans lequel vous ajoutez les orbitales correspond à votre position dans le tableau. Voir ci-dessous:
   • En particulier, les deux colonnes les plus à gauche contiennent des atomes dont les configurations électroniques se terminent par des orbitales s, le bloc de droite du tableau contient des atomes dont les configurations se terminent par des orbitales p, et dans la partie inférieure, des atomes se terminent par des orbitales f.
   • Par exemple, lorsque vous notez la configuration électronique du chlore, pensez comme ceci : "Cet atome est situé dans la troisième ligne (ou "période") du tableau périodique. Il est également situé dans le cinquième groupe du bloc orbital p du système périodique, sa configuration électronique se terminera donc par ..3p
   • Attention : les éléments de la région des orbitales d et f du tableau sont caractérisés par des niveaux d'énergie qui ne correspondent pas à la période dans laquelle ils se situent. Par exemple, la première rangée du bloc d'éléments avec des orbitales d correspond aux orbitales 3d, bien qu'elle soit située dans la 4ème période, et la première rangée d'éléments avec des orbitales f correspond à l'orbitale 4f, malgré le fait qu'elle est en 6ème période.
8. 8 Apprenez le raccourci pour écrire de longues configurations électroniques. Les atomes sur le bord droit du tableau périodique sont appelés gaz nobles. Ces éléments sont chimiquement très stables. Pour raccourcir le processus d'écriture de longues configurations électroniques, écrivez simplement entre crochets le symbole chimique du gaz noble le plus proche avec moins d'électrons que votre atome, puis continuez à écrire la configuration électronique des niveaux orbitaux suivants. Voir ci-dessous:
   • Pour comprendre ce concept, il est utile d'écrire un exemple de configuration. Écrivons la configuration pour le zinc (numéro atomique 30) en utilisant l'abréviation de gaz noble. La configuration complète du zinc ressemble à ceci : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Cependant, nous voyons que 1s 2s 2p 3s 3p est la configuration électronique de l'argon, un gaz noble. Remplacez simplement la partie configuration électronique du zinc par le symbole chimique argon entre crochets ([Ar].)
   • Ainsi, la configuration électronique du zinc, écrite sous une forme abrégée, est : [Ar] 4s 3d.
   • Notez que si vous écrivez la configuration électronique d'un gaz noble, disons l'argon, vous ne pouvez pas écrire [Ar] ! Il faut utiliser la réduction du gaz rare face à cet élément ; pour l'argon ce sera le néon ([Ne]).

Méthode 2 sur 2: Utilisation du tableau périodique ADOMAH

1. 1 Apprenez le tableau périodique ADOMAH. Cette méthode d'enregistrement de la configuration électronique ne nécessite pas de mémorisation, cependant, elle nécessite un tableau périodique révisé, car dans le tableau périodique traditionnel, à partir de la quatrième période, le numéro de période ne correspond pas à la couche électronique. Trouvez le tableau périodique ADOMAH - un type spécial de tableau périodique développé par le scientifique Valery Zimmerman. Il est facile de le trouver avec une courte recherche sur Internet.
   • Dans le tableau périodique d'ADOMAH, les lignes horizontales représentent des groupes d'éléments tels que les halogènes, les gaz rares, les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, etc. Les colonnes verticales correspondent aux niveaux électroniques, et les "cascades" (lignes diagonales reliant les blocs s, p, d et f) correspondent aux périodes.
   • L'hélium est transformé en hydrogène car ces deux éléments ont une orbitale 1s. Les blocs de période (s, p, d et f) sont affichés sur le côté droit et les numéros de niveau sont affichés en bas. Les éléments sont indiqués dans des cases numérotées de 1 à 120. Ces nombres sont des nombres atomiques communs qui représentent le nombre total d'électrons dans un atome neutre.
2. 2 Trouvez votre atome dans la table ADOMAH. Pour enregistrer la configuration électronique d'un élément, recherchez son symbole dans le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments ayant un numéro atomique supérieur. Par exemple, si vous devez noter la configuration électronique de l'erbium (68), rayez tous les éléments de 69 à 120.
   • Notez les numéros 1 à 8 au bas du tableau. Ce sont des numéros de niveau électronique ou des numéros de colonne. Ignorez les colonnes qui ne contiennent que des éléments barrés.Pour l'erbium, les colonnes numérotées 1, 2, 3, 4, 5 et 6 restent.
3. 3 Comptez les sous-niveaux orbitaux de votre élément. En regardant les symboles de bloc affichés à droite du tableau (s, p, d et f) et les numéros de colonne affichés en bas, ignorez les lignes diagonales entre les blocs et divisez les colonnes en blocs de colonnes dans l'ordre du bas en haut. Encore une fois, ignorez les cases avec tous les éléments barrés. Notez les blocs de colonnes, en commençant par le numéro de colonne suivi du symbole du bloc, ainsi : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pour l'erbium).
   • Remarque : La configuration électronique ci-dessus Er est écrite dans l'ordre croissant du numéro de sous-niveau électronique. Il peut aussi être écrit dans l'ordre de remplissage des orbitales. Pour ce faire, suivez les cascades de bas en haut, et non les colonnes lorsque vous écrivez les blocs de colonnes : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. 4 Comptez les électrons pour chaque sous-niveau électronique. Comptez les éléments de chaque bloc-colonne qui n'ont pas été barrés, en attachant un électron de chaque élément, et écrivez leur numéro à côté du symbole de bloc pour chaque bloc-colonne comme suit : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s ... Dans notre exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'erbium.
5. 5 Considérez les configurations électroniques incorrectes. Il existe dix-huit exceptions typiques liées aux configurations électroniques des atomes dans l'état d'énergie le plus bas, également appelé état d'énergie fondamentale. Ils n'obéissent à la règle générale que dans les deux ou trois dernières positions occupées par les électrons. Dans ce cas, la configuration électronique réelle suppose que les électrons sont dans un état d'énergie plus faible par rapport à la configuration standard de l'atome. Les atomes d'exception comprennent :
   • 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) ; c.a. (..., 6d1, 7s2) ; E (..., 6d2, 7s2) ; Pennsylvanie (..., 5f2, 6d1, 7s2) ; U (..., 5f3, 6d1, 7s2) ; Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) et Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).

Conseils

• Pour trouver le numéro atomique d'un atome lorsqu'il est écrit en configuration électronique, il suffit d'additionner tous les nombres qui suivent les lettres (s, p, d et f). Cela ne fonctionne que pour les atomes neutres, si vous avez affaire à un ion, alors rien ne fonctionnera - vous devez ajouter ou soustraire le nombre d'électrons supplémentaires ou perdus.
• Le chiffre qui suit la lettre est un exposant, ne vous trompez pas dans le chèque.
• Il n'y a pas de sous-niveau « stabilité d'un sous-niveau à moitié rempli ». Il s'agit d'une simplification. Toute stabilité liée aux sous-niveaux « à moitié remplis » est due au fait que chaque orbitale est occupée par un électron, de sorte que la répulsion entre les électrons est minimisée.
• Chaque atome tend vers un état stable, et les configurations les plus stables ont rempli les sous-niveaux s et p (s2 et p6). Les gaz nobles ont une telle configuration, ils entrent donc rarement dans des réactions et sont situés à droite dans le tableau périodique. Par conséquent, si la configuration se termine à 3p, il faut alors deux électrons pour atteindre un état stable (pour en perdre six, y compris les électrons du sous-niveau s, il faut plus d'énergie, il est donc plus facile d'en perdre quatre). Et si la configuration se termine en 4d, alors il doit perdre trois électrons pour atteindre un état stable. De plus, les sous-niveaux à moitié remplis (s1, p3, d5..) sont plus stables que, par exemple, p4 ou p2 ; cependant, s2 et p6 seront encore plus robustes.
• Lorsqu'il s'agit d'un ion, cela signifie que le nombre de protons n'est pas égal au nombre d'électrons. Dans ce cas, la charge d'un atome sera affichée en haut à droite (en règle générale) du symbole chimique. Par conséquent, un atome d'antimoine avec une charge de +2 a la configuration électronique 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Notez que 5p est devenu 5p. Soyez prudent lorsque la configuration d'un atome neutre se termine à des sous-niveaux autres que s et p. Lorsque vous récupérez des électrons, vous ne pouvez les récupérer qu'à partir des orbitales de valence (orbitales s et p).Par conséquent, si la configuration se termine à 4s 3d et que l'atome gagne une charge +2, alors la configuration se terminera à 4s 3d. Veuillez noter que 3d ne pas changements, au lieu de perdre des électrons orbitaux s.
• Il existe des conditions dans lesquelles l'électron est obligé de "passer à un niveau d'énergie plus élevé". Lorsqu'un sous-niveau manque d'un électron à moitié ou à plein, prenez un électron du sous-niveau s ou p le plus proche et déplacez-le vers le sous-niveau qui a besoin d'un électron.
• Il existe deux options pour enregistrer une configuration électronique. Ils peuvent être écrits dans l'ordre croissant des numéros de niveau d'énergie ou dans l'ordre de remplissage des orbitales électroniques, comme cela a été montré ci-dessus pour l'erbium.
• Vous pouvez également noter la configuration électronique d'un élément en notant uniquement la configuration de valence, qui correspond aux derniers sous-niveaux s et p. Ainsi, la configuration de valence de l'antimoine aura la forme 5s 5p.
• Jonas n'est pas le même. C'est beaucoup plus difficile avec eux. Sautez deux niveaux et suivez le même schéma en fonction de l'endroit où vous avez commencé et du nombre d'électrons.