Comment écrire des configurations électroniques pour les éléments : 13 étapes

Teneur

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- Méthode 1 sur 2: Méthode 1: Allouer des électrons à l`aide du tableau périodique
- Méthode 2 sur 2: Méthode 2: Utiliser un tableau périodique ADOMAH
Des astuces

le configuration électronique d`un atome est une représentation numérique des orbitales électroniques. Les orbitales électroniques sont des régions de forme différente autour du noyau d`un atome, où il peut être démontré mathématiquement qu`il y a une chance que des électrons y soient présents. Il est facile et rapide de lire à partir d`une configuration électronique le nombre d`orbitales électroniques d`un atome et le nombre d`électrons présents dans chaque orbitale. Ici, vous apprendrez comment commencer à créer votre propre configuration électronique.

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Méthode 1 sur 2: Méthode 1: Allouer des électrons à l`aide du tableau périodique

Écriture de configurations électroniques pour les éléments

1. Trouver le numéro atomique. Chaque atome a un nombre spécifique d`électrons associé. Trouvez le symbole chimique de votre atome dans le tableau périodique. Le numéro atomique est un nombre entier positif qui commence à 1 (pour l`hydrogène) et augmente de 1 pour chaque atome suivant. Le numéro atomique est le nombre de protons dans cet atome - c`est donc aussi le nombre d`électrons dans cet atome s`il n`est pas chargé.

2. Déterminer la charge de l`atome. Les atomes non chargés ont exactement le même nombre de protons que les électrons, comme indiqué dans le tableau périodique. Mais ce n`est pas le cas des atomes chargés. Si vous avez affaire à un atome chargé, ajoutez ou soustrayez les 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 a alors un électron supplémentaire ajouté à le numéro atomique de 11. Donc cet atome de sodium a 12 électrons au total.

3. Mémoriser la liste de base des orbitales. Lorsqu`un atome gagne des électrons, ils remplissent différents ensembles d`orbitales dans un ordre fixe. Chaque orbitale, lorsqu`elle est pleine, contient un nombre fixe d`électrons. Les formes orbitales sont :

L`orbitale s (n`importe quel nombre dans la configuration électronique suivi d`un "s") contient une seule orbitale, et en raison de la Le principe d`exclusion de Pauli nous savons qu`une seule orbitale peut contenir un maximum de 2 électrons, donc n`importe quelle forme orbitale peut contenir 2 électrons.

L`orbitale p contient 3 orbitales, peut donc contenir un total de 6 électrons.

L`orbitale d contient 5 orbitales, il peut donc contenir 10 électrons.

L`orbitale f contient 7 orbitales, il peut donc contenir 14 électrons.

4. Comprendre la notation d`une configuration électronique. Les configurations électroniques sont notées de telle manière qu`il est clair combien d`électrons sont présents dans l`atome, et combien d`électrons sont dans chaque orbitale. Une orbitale a une notation fixe avec le nombre d`électrons en exposant après le nom de l`orbitale. La configuration électronique finale est une série de formes orbitales et d`exposants.

Par exemple, une configuration électronique simple : 1s 2s 2p. Cette configuration indique qu`il y a deux électrons sous la forme orbitale 1s, deux électrons sous la forme orbitale 2s et six électrons sous la forme orbitale 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons au total. C`est la configuration électronique d`un atome de néon non chargé (Ne ; numéro atomique 10.)

5. Apprendre l`ordre des orbitales.Notez que les formes orbitales sont numérotées par la couche électronique, mais ordonnées par niveau d`énergie. Par exemple, un 4s entièrement rempli a moins d`énergie (ou moins de potentiel) qu`un 3d partiellement rempli ou rempli, donc la coque 4s est devant. Si vous connaissez l`ordre des orbitales, il n`est pas difficile de les remplir en fonction du nombre d`électrons dans l`atome. L`ordre dans lequel les orbitales sont remplies est le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Une configuration électronique d`un atome dans laquelle chaque orbitale est complètement remplie s`écrit comme suit : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p

Notez que dans la liste ci-dessus, si toutes les couches sont remplies, il s`agit de la configuration électronique d`ununoctium (Uuo; numéro atomique 118), le nombre le plus élevé du tableau périodique - donc cette configuration électronique contient chaque couche électronique connue dans un atome non chargé.

6. Remplissez les orbitales en fonction du nombre d`électrons dans votre atome. Par exemple, si nous voulions écrire la configuration électronique d`un atome de calcium non chargé, nous commencerions par rechercher le numéro atomique dans le tableau périodique. Le numéro atomique du calcium est 20, nous écrivons donc une configuration pour cet atome avec 20 électrons dans l`ordre indiqué ci-dessus.

Remplissez les orbitales avec des électrons dans l`ordre ci-dessus jusqu`à ce que vous atteigniez vingt. L`orbitale 1 obtient deux électrons, la 2 en obtient deux, la 2p en obtient six, la 3s en obtient deux, la 3p en obtient 6 et la 4s en obtient 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Ainsi, la configuration électronique du calcium est : 1s 2s 2p 3s 3p 4s.

Remarque : les niveaux d`énergie changent au fur et à mesure que vous montez de niveau. Par exemple, si vous êtes sur le point de passer au 4ème niveau d`énergie, ce sera 4s , par la suite 3d. Après le quatrième niveau, vous continuez avec le cinquième niveau, où l`ordre normal est repris. Cela ne se produit qu`après le 3ème niveau d`énergie.

sept. Utilisez le tableau périodique comme aide visuelle. Vous avez peut-être remarqué que l`ordre du tableau périodique correspond à l`ordre des formes orbitales dans les configurations électroniques. Par exemple, les atomes de la deuxième colonne de gauche se terminent toujours par "s", les atomes à l`extrême droite dans la section médiane étroite se terminent toujours par "ré," etc. Utilisez le tableau périodique comme guide visuel pour noter les configurations - l`ordre dans lequel vous ajoutez des électrons aux orbitales correspond à la position dans le tableau du tableau périodique. Jetez un œil à ce qui suit :

Les deux colonnes à l`extrême gauche sont une représentation des atomes dont les configurations électroniques se terminent par des orbitales s, le bloc de droite de ce tableau est une représentation des atomes dont les configurations se terminent par des orbitales p, la partie centrale, les atomes qui se terminent par une orbitale d, et la région inférieure, les atomes se terminant par des orbitales f.

Par exemple, lorsque vous écrivez une configuration électronique pour le chlore (Cl), considérez : "Cet atome est dans la troisième rangée (ou "période de temps") du tableau périodique. Il est également dans la cinquième colonne du groupe des orbitales p. Cette configuration électronique se termine donc par ...3p

Remarque - les groupes d`orbitales d et f dans le tableau correspondent à des niveaux d`énergie différents de la période dans laquelle ils se trouvent. Par exemple, la première rangée des orbitales du groupe d correspond à l`orbitale 3d même si elle est en période 4, tandis que la première rangée des orbitales f correspond à l`orbitale 4f même si elle est en sixième période.

8. Apprendre la sténographie pour écrire de longues configurations d`électrons. Les atomes le long du côté droit du tableau périodique sont appelés les gaz nobles. Ces éléments sont très stables. Pour raccourcir le processus de notation d`une longue configuration électronique, écrivez le symbole chimique du gaz le plus proche, avec moins d`électrons que votre atome, entre crochets, puis continuez avec la configuration électronique pour les formes orbitales suivantes. Voir ci-dessous:

Pour bien comprendre ce concept, il est utile de noter un exemple de configuration. Écrivons la configuration du zinc (numéro atomique 30) en utilisant la notation abrégée pour un gaz rare. La configuration électronique complète du zinc est : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Mais notez que 1s 2s 2p 3s 3p est la configuration du gaz noble argon. Il suffit de remplacer cette partie de la notation zinc par le symbole chimique de l`argon entre crochets ([Ar].)

Ainsi, la notation abrégée de la configuration électronique du zinc peut s`écrire sous la forme [Ar]4s 3d.

Méthode 2 sur 2: Méthode 2: Utiliser un tableau périodique ADOMAH

1. Comprendre le tableau périodique ADOMAH. Avec cette méthode de notation des configurations électroniques, il n`est pas nécessaire de mémoriser beaucoup. Mais cela nécessite un tableau périodique disposé différemment, car dans le tableau périodique traditionnel, les couches d`électrons, à partir de la quatrième rangée, ne correspondent pas aux numéros périodiques. Essayez de trouver un exemple de ce système conçu par Valery Tsimmerman en ligne. Ce n`est sûrement pas un problème.

Dans le tableau périodique ADOMAH, les lignes représentent des groupes d`éléments, tels que les halogènes, les gaz inertes, les métaux alcalins, etc.Les colonnes correspondent aux couches électroniques et les « cascades » (lignes diagonales reliant les groupes s,p,d et f) correspondent aux périodes.
L`hélium est maintenant à côté de l`hydrogène car les deux sont caractérisés par l`orbitale 1s. Les périodes (s,p,d et f) sont à droite et les numéros de coque en bas du tableau. Les éléments sont répertoriés dans des cases numérotées de 1 à 120. Ces nombres représentent les numéros atomiques ordinaires et indiquent le nombre d`électrons dans un atome neutre.

2. Recherchez votre atome dans la table ADOMAH. Pour pouvoir noter la configuration électronique d`un élément, recherchez son symbole dans le tableau périodique ADOMAH et rayez tous les éléments avec des numéros atomiques plus élevés. Par exemple, si vous voulez connaître la configuration électronique de l`erbium (68), les éléments croisés 69 à 120.

Allez aux numéros 1 à 8 en bas (la base) du tableau. Ce sont les numéros des couches d`électrons, ou les colonnes. Ignorer les colonnes barrées. Les colonnes laissées pour l`erbium sont 1,2,3,4,5 et 6.

3. Comptez les orbitales jusqu`à votre atome. En regardant le groupe de symboles sur le côté droit du tableau (s, p, d et f) et les numéros de colonne au bas du tableau et en ignorant les lignes diagonales entre eux, vous pouvez diviser les colonnes en groupes et liste de bas en haut. Encore une fois, ignorez ces blocs avec tous les éléments barrés. Notez les groupes de colonnes, en commençant par le numéro de colonne suivi du symbole du groupe, comme ceci : 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p6s (dans le cas de l`erbium).

Remarque : La configuration électronique ci-dessus de Er (erbium) est répertoriée dans l`ordre croissant des numéros de couche. On peut aussi l`écrire dans l`ordre des orbitales. Suivez simplement les cascades de haut en bas, au lieu des colonnes, si vous écrivez les groupes de colonnes : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s4d 5p 6s 4f.

4. Compter les électrons de chaque forme orbitale. Comptez les éléments qui ne sont pas barrés dans chaque groupe de colonnes, en choisissant un électron par élément, et écrivez le nombre à côté des symboles de groupe de chaque groupe de colonnes, comme ceci : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. C`est la configuration électronique de Er (erbium) de notre exemple.

5. Connaître les configurations électroniques irrégulières. Il y a dix-huit exceptions aux configurations électroniques dans les atomes du niveau d`énergie le plus bas, également connu sous le nom d`état fondamental. Ceux-ci s`écartent de la règle générale pour les deux ou trois dernières positions d`électrons. Dans ces cas, les configurations électroniques réelles maintiennent les électrons à un niveau d`énergie inférieur à celui d`une configuration standard de cet atome. Les atomes irréguliers sont :

cr(..., 3d5, 4s1) ; Cu(..., 3d10, 4s1) ; Nb(..., 4d4, 5s1) ; mois(..., 4d5, 5s1) ; ru(..., 4d7, 5s1) ; Rh(..., 4d8, 5s1) ; pd(..., 4d10, 5s0) ; Ag(..., 4d10, 5s1) ; La(..., 5d1, 6s2) ; Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2) ; Dieu(..., 4f7, 5d1, 6s2) ; au(..., 5d10, 6s1) ; ca(..., 6d1, 7s2) ; mais(..., 6d2, 7s2) ; Pennsylvanie(..., 5f2, 6d1, 7s2) ; VOUS(..., 5f3, 6d1, 7s2) ; np(..., 5f4, 6d1, 7s2) et cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).

Des astuces

Pour trouver le numéro atomique d`un atome lorsqu`il est écrit sous la forme d`une configuration électronique, additionnez tous les nombres qui viennent après les lettres (s, p, d et f). Cela ne fonctionne que sur un atome neutre, pas un ion, et vous devez soustraire ou ajouter tous les électrons qui sont perdus ou ajoutés.
Le nombre après la lettre est en fait en exposant, alors ne vous y trompez pas avec un test.
Il n`y a rien de tel que le "stabilité d`un demi-rempli" sous-niveau. C`est trop simple. La stabilité est due au fait que chaque orbitale est occupée par un seul électron, donc la répulsion électron-électron est minimale.
Chaque atome veut revenir à un état stable, et les configurations les plus stables ont complètement rempli les orbitales s et p (s2 et p6). Les gaz rares ont cette configuration, c`est pourquoi ils ne sont presque jamais réactifs et se situent à droite du tableau périodique. Ainsi, si une configuration se termine par 3p, elle n`a besoin que de deux électrons de plus pour devenir stable (perdre six électrons, dont celui de l`orbitale s, prend plus d`énergie, donc c`est plus facile d`en perdre quatre). Et si une configuration se termine par 4d, il lui suffit de perdre trois électrons supplémentaires pour arriver à un état stable. Il soutient également que les coquilles à moitié remplies (s1, p3, d5..) sont plus stables que, par exemple, p4 ou p2 ; s2 et p6 deviendront encore plus stables.
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 généralement indiquée dans le coin supérieur droit du symbole. Ainsi, un atome d`antimoine avec une charge +2 a une configuration électronique de 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Notez que le 5p a été changé en 5p. Soyez conscient de cela si la configuration d`un atome non chargé se termine par autre chose qu`une orbitale s et p. Si vous supprimez des électrons, vous ne pouvez le faire qu`aux orbitales de valence (les orbitales s et p). Donc si une configuration se termine par 4s 3d et que la charge de l`atome augmente de +2, alors la configuration change pour qu`elle se termine par 4s 3d. Rappelez-vous que 3Dne pas change, mais que l`orbitale s perd ses électrons.
Il y a des circonstances où un électron gagne un niveau plus élevé. Lorsqu`une orbitale n`est qu`à un électron d`être à moitié ou complètement remplie, retirez un électron de l`orbitale s ou p la plus proche et déplacez-le vers l`orbitale qui a besoin de cet électron.
Vous pouvez également noter la configuration électronique d`un élément en notant simplement sa configuration de valence, la dernière orbitale s et p. Ainsi, la configuration de valence de l`antimoine devient alors 5s 5p.
Les ions ne sont pas les mêmes, mais beaucoup plus difficiles. Sautez deux niveaux puis suivez le même schéma selon l`endroit où vous avez commencé et le nombre d`électrons.