Formule électronique de l'élément. Formule électronique d'un élément Algorithme de compilation de la formule électronique d'un élément

Algorithme de composition de la formule électronique d'un élément :

1. Déterminez le nombre d'électrons dans un atome à l'aide du tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev.

2. À l'aide du numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément, déterminez le nombre de niveaux d'énergie ; le nombre d'électrons dans le dernier niveau électronique correspond au numéro de groupe.

3. Divisez les niveaux en sous-niveaux et orbitales et remplissez-les d'électrons conformément aux règles de remplissage des orbitales :

Il faut rappeler que le premier niveau contient au maximum 2 électrons 1s 2, le deuxième - un maximum de 8 (deux s et six r: 2s 2 2p 6), le troisième - un maximum de 18 (deux s, six p, et dix d : 3s 2 3p 6 3j 10).

• Nombre quantique principal n devrait être minime.
• Premier à remplir s- sous-niveau, alors р-, d- b f- sous-niveaux.
• Les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d'énergie des orbitales (règle de Klechkovsky).
• Au sein d’un sous-niveau, les électrons occupent d’abord les orbitales libres une par une, puis forment ensuite des paires (règle de Hund).
• Il ne peut y avoir plus de deux électrons sur une orbitale (principe de Pauli).

Exemples.

1. Créons la formule électronique de l'azote. L'azote est le numéro 7 du tableau périodique.

2. Créons la formule électronique de l'argon. L'argon est le numéro 18 du tableau périodique.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Créons la formule électronique du chrome. Le chrome est le numéro 24 du tableau périodique.

1s 2 2s 2 14h 6 3s 2 15h 6 4s 1 3D 5

Diagramme énergétique du zinc.

4. Créons la formule électronique du zinc. Le zinc est le numéro 30 du tableau périodique.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Veuillez noter qu'une partie de la formule électronique, à savoir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, est la formule électronique de l'argon.

La formule électronique du zinc peut être représentée comme suit :

DÉFINITION

Fer- le vingt-sixième élément du tableau périodique. Désignation - Fe du latin "ferrum". Situé en quatrième période, groupe VIIIB. Fait référence aux métaux. La charge nucléaire est de 26.

Le fer est le métal le plus répandu sur la planète après l'aluminium : il représente 4 % (en poids) de la croûte terrestre. Le fer se trouve sous forme de divers composés : oxydes, sulfures, silicates. Le fer ne se trouve à l’état libre que dans les météorites.

Les minerais de fer les plus importants comprennent le minerai de fer magnétique Fe 3 O 4 , le minerai de fer rouge Fe 2 O 3 , le minerai de fer brun 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O et le minerai de fer spar FeCO 3 .

Le fer est un métal ductile argenté (Fig. 1). Il se prête bien au forgeage, au laminage et à d’autres types d’usinage. Les propriétés mécaniques du fer dépendent fortement de sa pureté - de la teneur même en très petites quantités d'autres éléments.

Riz. 1. Fer à repasser. Apparence.

Masse atomique et moléculaire du fer

Poids moléculaire relatif de la substance(M r) est un nombre indiquant combien de fois la masse d'une molécule donnée est supérieure à 1/12 de la masse d'un atome de carbone, et masse atomique relative d'un élément(A r) - combien de fois la masse moyenne des atomes élément chimique plus de 1/12 de la masse d’un atome de carbone.

Étant donné qu'à l'état libre, le fer existe sous forme de molécules de Fe monoatomiques, les valeurs de ses masses atomique et moléculaire coïncident. Ils sont égaux à 55,847.

Allotropie et modifications allotropiques du fer

Le fer forme deux modifications cristallines : le fer α et le fer γ. Le premier d’entre eux a un réseau cubique centré sur le corps, le second a un réseau cubique à faces centrées. Le fer α est thermodynamiquement stable dans deux plages de température : en dessous de 912 o C et de 1 394 o C jusqu'au point de fusion. Le point de fusion du fer est de 1 539 ± 5 o C. Entre 912 o C et à partir de 1 394 o C, le fer γ est stable.

Les plages de température de stabilité du fer α et γ sont déterminées par la nature du changement de l'énergie de Gibbs des deux modifications avec les changements de température. À des températures inférieures à 912 °C et supérieures à 1 394 °C, l'énergie de Gibbs du fer α est inférieure à l'énergie de Gibbs du fer γ, et dans la plage de 912 à 1 394 °C, elle est supérieure.

Isotopes du fer

On sait que dans la nature, le fer peut être trouvé sous la forme de quatre isotopes stables : 54 Fe, 56 Fe, 57 Fe et 57 Fe. Leurs nombres de masse sont respectivement 54, 56, 57 et 58. Le noyau d'un atome de l'isotope du fer 54 Fe contient vingt-six protons et vingt-huit neutrons, et les isotopes restants n'en diffèrent que par le nombre de neutrons.

Il existe des isotopes artificiels du fer avec des nombres de masse allant de 45 à 72, ainsi que 6 états isomères des noyaux. Parmi les isotopes ci-dessus, l'isotope ayant la durée de vie la plus longue est le 60 Fe, avec une demi-vie de 2,6 millions d'années.

Ions de fer

La formule électronique démontrant la distribution orbitale des électrons du fer est la suivante :

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

À la suite d'une interaction chimique, le fer cède ses électrons de valence, c'est-à-dire est leur donneur, et se transforme en un ion chargé positivement :

Fe 0 -2e → Fe 2+ ;

Fe 0 -3e → Fe 3+.

Molécule et atome de fer

À l’état libre, le fer existe sous forme de molécules de Fe monoatomiques. Voici quelques propriétés caractérisant l’atome et la molécule de fer :

Alliages de fer

Jusqu'au XIXe siècle, les alliages de fer étaient principalement connus pour leurs alliages avec du carbone, appelés acier et fonte. Cependant, de nouveaux alliages à base de fer contenant du chrome, du nickel et d’autres éléments ont ensuite été créés. Actuellement, les alliages de fer sont divisés en aciers au carbone, fontes, aciers alliés et aciers aux propriétés particulières.

En technologie, les alliages de fer sont généralement appelés métaux ferreux et leur production est appelée métallurgie ferreuse.

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

Configuration électronique un atome est une représentation numérique de ses orbitales électroniques. Les orbitales électroniques sont des régions de formes différentes situées autour noyau atomique, dans lequel la présence d'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 d'élaboration des configurations électroniques.

Mesures

Distribution des électrons selon le système périodique de D. I. Mendeleïev

Trouvez le numéro atomique de votre atome. Chaque atome est associé à un certain nombre d’électrons. Trouvez le symbole de votre atome dans tableau périodique. Le numéro atomique est un tout nombre positif, en commençant par 1 (pour l'hydrogène) et en augmentant de un pour chaque atome suivant. Le numéro atomique est nombre de protons dans un atome, et donc c'est aussi le nombre d'électrons d'un atome avec une charge nulle.

Déterminez 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 l’ampleur 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-en un pour chaque charge positive.

• Par exemple, un atome de sodium de charge -1 aura un électron supplémentaire en outreà son numéro atomique de base 11. En d’autres termes, l’atome aura un total de 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.

1. N'oubliez pas la liste de base des orbitales.À mesure que le nombre d’électrons dans un atome augmente, ils remplissent les différents sous-niveaux de la couche électronique de l’atome selon une séquence spécifique. Chaque sous-niveau de la couche électronique, une fois rempli, contient un nombre pair d'électrons. Les sous-niveaux suivants sont disponibles :

   Comprendre la notation de configuration électronique. Les configurations électroniques sont écrites pour montrer clairement le nombre d'électrons dans chaque orbitale. Les orbitales sont écrites séquentiellement, le nombre d'atomes dans chaque orbitale étant écrit en exposant à droite du nom de l'orbitale. La configuration électronique complétée prend la forme d'une séquence de désignations de sous-niveaux et d'exposants.

   • Voici par exemple la configuration électronique la plus simple : 1s 2 2s 2 2p 6 . Cette configuration montre qu’il y a deux électrons dans le sous-niveau 1s, deux électrons dans le sous-niveau 2s et six électrons dans le sous-niveau 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons au total. Il s'agit de la configuration électronique d'un atome de néon neutre (le numéro atomique du néon est 10).

2. Rappelez-vous l'ordre des orbitales. Gardez à l’esprit que les orbitales électroniques sont numérotées par ordre croissant de nombre de couches électroniques, mais disposées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, une orbitale 4s 2 remplie a une énergie plus faible (ou moins de mobilité) qu'une orbitale 3d 10 partiellement remplie ou remplie, donc l'orbitale 4s est écrite 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 lequel toutes les orbitales sont remplies sera la suivante : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6j 10 7p 6
   • Notez que l'entrée ci-dessus, lorsque toutes les orbitales sont remplies, est la configuration électronique de l'élément Uuo (ununoctium) 118, l'atome tableau périodique avec le nombre le plus élevé. Par conséquent, cette configuration électronique contient tous les sous-niveaux électroniques actuellement connus d’un atome chargé de manière neutre.

3. 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 rechercher 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 selon l’ordre ci-dessus jusqu’à atteindre le vingtième électron. La première orbitale 1s aura deux électrons, l'orbitale 2s en aura aussi deux, la 2p en aura six, la 3s en aura deux, la 3p en aura 6, et les 4s en auront 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Autrement dit, la configuration électronique du calcium a la forme : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Notez que les orbitales sont classées par ordre croissant d’énergie. Par exemple, lorsque vous êtes prêt à passer au 4ème niveau d'énergie, notez d'abord l'orbitale 4s, et alors 3d. Après le quatrième niveau d’énergie, vous passez au cinquième, où le même ordre se répète. Cela ne se produit qu'après le troisième niveau d'énergie.

4. Utilisez le tableau périodique comme repère 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 en partant de la gauche se terminent toujours par « s 2 », et les atomes sur le bord droit de la fine section centrale se terminent toujours par « d 10 », etc. Utilisez le tableau périodique comme guide visuel pour écrire des configurations - comment l'ordre dans lequel vous ajoutez aux orbitales correspond à votre position dans le tableau. Voir ci-dessous:

   • Plus précisément, 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 la moitié inférieure contient des atomes qui se terminent par des orbitales f.
   • Par exemple, lorsque vous écrivez la configuration électronique du chlore, pensez ainsi : « Cet atome est situé dans la troisième rangée (ou « période ») du tableau périodique. Il est également situé dans le cinquième groupe du bloc orbital p de le tableau périodique. Par conséquent, sa configuration électronique se terminera par. ..3p 5
   • Notez que les éléments de la région orbitale d et f du tableau sont caractérisés par des niveaux d'énergie qui ne correspondent pas à la période dans laquelle ils se trouvent. Par exemple, la première rangée d'un bloc d'éléments avec des orbitales d correspond à des orbitales 3d, bien qu'elle soit située dans la 4ème période, et la première rangée d'éléments avec des orbitales f correspond à une orbitale 4f, bien qu'elle soit située dans la 6ème période. période.

5. Apprenez les abréviations pour écrire de longues configurations électroniques. Les atomes situés à droite du tableau périodique sont appelés gaz nobles. Ces éléments sont chimiquement très stables. Pour raccourcir le processus d'écriture de configurations électroniques longues, écrivez simplement le symbole chimique du gaz noble le plus proche avec moins d'électrons que votre atome entre crochets, puis continuez à écrire la configuration électronique des niveaux orbitaux suivants. Voir ci-dessous:

   • Pour comprendre ce concept, il sera utile d'écrire un exemple de configuration. Écrivons la configuration du zinc (numéro atomique 30) en utilisant l'abréviation qui inclut le gaz rare. La configuration complète du zinc ressemble à ceci : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Cependant, nous voyons que 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 est la configuration électronique de l'argon, un gaz rare. Remplacez simplement une partie de la configuration électronique pour le zinc par le symbole chimique pour l'argon entre crochets (.)
   • Ainsi, la configuration électronique du zinc, écrite sous forme abrégée, a la forme : 4s 2 3d 10 .
   • Veuillez noter que si vous écrivez la configuration électronique d'un gaz noble, disons l'argon, vous ne pouvez pas l'écrire ! Il faut utiliser l'abréviation du gaz noble précédant cet élément ; pour l'argon ce sera du néon ().

   Utilisation du tableau périodique ADOMAH

   1. Maîtrisez le tableau périodique ADOMAH. Cette méthode l'enregistrement de la configuration électronique ne nécessite pas de mémorisation, mais nécessite un tableau périodique modifié, puisque 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 à trouver avec une courte recherche sur Internet.

      • Dans le tableau périodique ADOMAH, les lignes horizontales représentent des groupes d'éléments tels que les halogènes, les gaz rares, métaux alcalins, métaux alcalino-terreux, etc. Les colonnes verticales correspondent aux niveaux électroniques et aux soi-disant « cascades » (lignes diagonales reliant blocs s,p,d et f) correspondent à des périodes.
      • L'hélium est déplacé vers l'hydrogène car ces deux éléments sont caractérisés par une orbitale 1s. Les blocs de périodes (s, p, d et f) sont affichés sur le côté droit et les numéros de niveau sont indiqués en bas. Les éléments sont représentés dans des cases numérotées de 1 à 120. Ces nombres sont des nombres atomiques ordinaires qui représentent quantité totaleélectrons dans un atome neutre.

   2. Trouvez votre atome dans la table ADOMAH. Pour écrire la configuration électronique d'un élément, recherchez son symbole sur le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments de numéro atomique plus élevé. Par exemple, si vous devez écrire la configuration électronique de l'erbium (68), rayez tous les éléments de 69 à 120.

      • Notez les chiffres de 1 à 8 au bas du tableau. Ce sont des nombres de niveaux électroniques ou des nombres de colonnes. Ignorez les colonnes qui contiennent uniquement des éléments barrés. Pour l'erbium, il reste les colonnes numérotées 1,2,3,4,5 et 6.

   3. Comptez les sous-niveaux orbitaux jusqu'à votre élément. En regardant les symboles de bloc affichés à droite du tableau (s, p, d et f) et les numéros de colonnes affichés à la base, ignorez les lignes diagonales entre les blocs et divisez les colonnes en blocs de colonnes, en les répertoriant dans l'ordre. de bas en haut. Encore une fois, ignorez les blocs dont tous les éléments sont barrés. Écrivez des 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).

      • Veuillez noter : la configuration électronique ci-dessus de Er est écrite par ordre croissant du numéro de sous-niveau électronique. Il peut également s'écrire dans l'ordre de remplissage des orbitales. Pour ce faire, suivez les cascades de bas en haut, plutôt que les colonnes, lorsque vous écrivez des blocs de colonnes : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Comptez les électrons pour chaque sous-niveau électronique. Comptez les éléments de chaque bloc de 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 de colonne ainsi : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4j 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Dans notre exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'erbium.

   5. Soyez conscient des 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 pas règle générale seulement 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 inférieure à la configuration standard de l’atome. Les atomes d'exception incluent :

      • 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) ; D.ieu(..., 4f7, 5d1, 6s2) ; Au(..., 5d10, 6s1) ; Ac(..., 6d1, 7s2) ; Ème(..., 6d2, 7s2) ; Pennsylvanie(..., 5f2, 6d1, 7s2) ; U(..., 5f3, 6d1, 7s2) ; Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) et cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Pour trouver le numéro atomique d’un atome lorsqu’il est écrit sous forme de configuration électronique, additionnez simplement 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, cela ne fonctionnera pas – vous devrez ajouter ou soustraire le nombre d'électrons supplémentaires ou perdus.
   • Le chiffre qui suit la lettre est en exposant, ne vous trompez pas lors du test.
   • Il n’y a pas de stabilité de sous-niveau « à moitié pleine ». C'est une simplification. Toute stabilité attribuée aux sous-niveaux « à moitié remplis » se produit parce que chaque orbitale est occupée par un électron, donc la répulsion entre les électrons est minimisée.
   • Chaque atome tend vers un état stable, et les configurations les plus stables ont les sous-niveaux s et p remplis (s2 et p6). Les gaz rares ont cette configuration, ils réagissent donc rarement et sont situés à droite dans le tableau périodique. Par conséquent, si une configuration se termine par 3p 4, alors elle a besoin de deux électrons pour atteindre un état stable (en perdre six, y compris les électrons du sous-niveau s, nécessite plus d'énergie, il est donc plus facile d'en perdre quatre). Et si la configuration se termine par 4d 3, alors pour atteindre un état stable, elle doit perdre trois électrons. 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 stables.
   • 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 de l’atome sera représentée en haut à droite (généralement) du symbole chimique. Par conséquent, un atome d'antimoine de charge +2 a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Notez que 5p 3 est devenu 5p 1 . Soyez prudent lorsque la configuration de l'atome neutre se termine par des sous-niveaux autres que s et p. Lorsque vous enlevez des électrons, vous ne pouvez les extraire que des orbitales de valence (orbitales s et p). Par conséquent, si la configuration se termine par 4s 2 3d 7 et que l'atome reçoit une charge de +2, alors la configuration se terminera par 4s 0 3d 7. Veuillez noter que 3j 7 Pas changements, les électrons de l’orbitale s sont perdus à la place.
   • Il existe des conditions dans lesquelles un électron est obligé de « passer à un niveau d'énergie plus élevé ». Lorsqu'il manque un électron à un sous-niveau pour être à moitié ou plein, prenez un électron du sous-niveau s ou p le plus proche et déplacez-le vers le sous-niveau qui a besoin de l'électron.
   • Il existe deux options pour enregistrer la configuration électronique. Ils peuvent être écrits par ordre croissant de niveaux d’énergie ou par ordre de remplissage des orbitales électroniques, comme cela a été montré ci-dessus pour l’erbium.
   • Vous pouvez également écrire la configuration électronique d'un élément en écrivant uniquement la configuration de valence, qui représente le dernier sous-niveau s et p. Ainsi, la configuration de valence de l'antimoine sera 5s 2 5p 3.
   • Les ions ne sont pas les mêmes. C'est beaucoup plus difficile avec eux. Sautez deux niveaux et suivez le même schéma en fonction de votre point de départ et du nombre d'électrons.