Catalogue de dossiers sur la chimie. Configuration électronique

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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Distribution des électrons à l'aide du système périodique de D. I. Mendeleev

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.

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 outreà 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.

1. 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 séquence spécifique. Chaque sous-niveau de la couche électronique, lorsqu'il est rempli, contient un nombre pair d'électrons. Les sous-niveaux suivants sont disponibles :

   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, voici la configuration électronique la plus simple : 1s 2 2s 2 2p 6. 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).

2. 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 2 remplie a moins d'énergie (ou moins mobile) qu'une 3d 10 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 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 la notation 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.

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 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 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2.
   • 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 alors 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.

4. 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 2", tandis que les atomes sur le bord droit de la section médiane mince se terminent toujours par "d 10", 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 5
   • 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.

5. Apprenez la sténographie 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 d'électrons, 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 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 noble. Il suffit de remplacer une partie de la configuration électronique du zinc par le symbole chimique argon entre crochets (.)
   • Ainsi, la configuration électronique du zinc, écrite sous une forme abrégée, est : 4s 2 3d 10.
   • Notez que si vous écrivez la configuration électronique d'un gaz noble, disons l'argon, vous ne pouvez pas l'écrire ! Il faut utiliser la réduction du gaz rare face à cet élément ; pour l'argon ce sera le néon ().

   Utilisation du tableau périodique ADOMAH

   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. 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. 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, en les énumérant dans l'ordre de 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 cela, suivez les cascades de bas en haut, et non le long des colonnes lorsque vous écrivez les 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-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 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2. Dans notre exemple, il s'agit de la configuration électronique de l'erbium.

   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).
      • 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 4, il faut alors deux électrons pour atteindre un état stable (pour en perdre six, y compris les électrons du sous-niveau s, il faudra plus d'énergie, il est donc plus facile d'en perdre quatre). Et si la configuration se termine en 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 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 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 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 2 3d 7 et que l'atome obtient une charge de +2, alors la configuration se terminera à 4s 0 3d 7. Veuillez noter que 3d 7 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 remplissage complet, 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 2 5p 3.
      • 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.

L'arrangement des électrons dans les niveaux d'énergie et les orbitales est appelé configuration électronique. La configuration peut être représentée sous la forme de formules dites électroniques, dans lesquelles le nombre devant indique le numéro du niveau d'énergie, puis la lettre indique le sous-niveau, et en haut à droite de la lettre - le nombre d'électrons sur ce sous-niveau. La somme des derniers nombres correspond à la valeur de la charge positive du noyau atomique. Par exemple, les formules électroniques du soufre et du calcium auront la forme suivante : S (+ 16) - ls22s22p63s23p \ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Le remplissage des niveaux électroniques s'effectue selon le principe de moindre énergie : l'état le plus stable d'un électron dans un atome correspond à un état de valeur d'énergie minimale. Par conséquent, les couches avec les valeurs énergétiques les plus faibles sont remplies en premier. Le scientifique soviétique V. Klechkovsky a découvert que l'énergie d'un électron augmente avec une augmentation de la somme des nombres quantiques principaux et orbitaux (n + /)> par conséquent, le remplissage des couches d'électrons se produit dans l'ordre d'augmenter la somme de les nombres quantiques principaux et orbitaux. Si pour deux sous-niveaux les sommes (n -f1) sont égales, alors d'abord les sous-niveaux avec le plus petit n et le plus grand l9 sont remplis puis les sous-niveaux avec le plus grand n et moins L. Soit, par exemple, la somme (n + / ) « 5. Cette somme correspond à la combinaison suivante de si I : n = 3 ; / 2 ; n * "4; 1-1 ; l = / - 0. Sur cette base, le sous-niveau d du troisième niveau d'énergie doit être rempli en premier, puis le sous-niveau 4p doit être rempli, et seulement après cela, le sous-niveau s du cinquième niveau d'énergie doit être rempli. Tout ce qui précède détermine l'ordre suivant de remplissage des électrons dans les atomes : Exemple 1 Dessinez la formule électronique de l'atome de sodium. Solution Sur la base de la position dans le système périodique, il est établi que le sodium est un élément de la troisième période. Cela indique que les électrons de l'atome de sodium sont situés à trois niveaux d'énergie. Par le nombre ordinal de l'élément, le nombre total d'électrons à ces trois niveaux est déterminé - onze. Au premier niveau d'énergie (nc1, / = 0; sous-niveau s), le nombre maximum d'électrons est // « 2n2, N = 2. La distribution des électrons sur le sous-niveau s du niveau d'énergie I est affichée par le record - Is2, Au niveau d'énergie II, n = 2, I «0 (sous-niveau s) et I = 1 (sous-niveau p), le nombre maximum d'électrons est de huit. Puisque le sous-niveau S contient le maximum de 2d, le sous-niveau p aura 6d. La distribution des électrons au niveau d'énergie II est affichée par l'enregistrement - 2s22p6. Au troisième niveau d'énergie, les sous-niveaux S, p et d sont possibles. À l'atome de sodium au niveau d'énergie III, il n'y a qu'un seul électron qui, selon le principe de moindre énergie, occupera le sous-niveau Sv. En combinant les enregistrements de la distribution des électrons sur chaque couche en un seul, la formule électronique de l'atome de sodium est obtenue : ls22s22p63s1. La charge positive de l'atome de sodium (+11) est compensée par le nombre total d'électrons (11). De plus, la structure des couches d'électrons est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques (orbitales) - ce sont les formules électroniques dites graphiques. Chacune de ces cellules est désignée par un rectangle Q, l'électron t> le sens de la flèche caractérise le spin de l'électron. Selon le principe de Pauli, un (non apparié) ou deux électrons (appariés) sont placés dans une cellule (orbite-li). La structure électronique d'un atome de sodium peut être représentée par le schéma suivant : Lors du remplissage des cellules quantiques, il est nécessaire de connaître la règle de Gund : un état stable d'un atome correspond à une répartition des électrons au sein du sous-niveau énergétique (p, d, f) à laquelle la valeur absolue du spin total de l'atome est maximale. Ainsi, si deux électrons occupent une orbitale \] j \ \ \, alors leur spin total sera égal à zéro. En remplissant deux orbitales avec des électrons de 1 m 111, je donnerai un spin total égal à l'unité. Sur la base du principe de Gund, la distribution des électrons sur les cellules quantiques, par exemple, pour les atomes 6C et 7N, sera la suivante Questions et tâches pour une solution indépendante 1. Énumérez toutes les dispositions théoriques de base nécessaires pour remplir les électrons des atomes. 2. Montrer la validité du principe de moindre énergie par l'exemple du remplissage d'électrons dans des atomes de calcium et de scandium, de strontium, d'yttrium et d'indium. 3. Laquelle des formules électroniques graphiques de l'atome de phosphore (état non excité) est correcte ? Motivez votre réponse en utilisant la règle de Gund. 4. Notez tous les nombres quantiques des électrons des atomes : a) sodium, silicium ; b) phosphore, chlore ; c) soufre, argon. 5. Composez les formules électroniques des atomes de l'élément s des première et troisième périodes. 6. Composez la formule électronique de l'atome d'élément p de la cinquième période, dont le niveau d'énergie externe a la forme 5s25p5. Quelles sont ses propriétés chimiques ? 7. Dessinez la distribution orbitale des électrons dans les atomes de silicium, de fluor et de krypton. 8. Composez la formule électronique de l'élément, dans l'atome dont l'état énergétique de deux électrons du niveau externe est décrit par les nombres quantiques suivants : n - 5 ; 0 ; t1 = 0 ; ma = + 1/2 ; que "-1/2. 9. Les niveaux d'énergie externe et avant-dernier des atomes ont la forme suivante : a) 3d24s2 ; b) 4d105s1 ; c) 5s25p6. Composez les formules électroniques des atomes des éléments. Spécifiez les éléments p et d. 10. Faire les formules électroniques des atomes d'éléments d, qui ont 5 électrons sur le sous-niveau d. 11. Dessinez la distribution des électrons sur les cellules quantiques dans les atomes de potassium, de chlore, de néon. 12. La couche électronique externe d'un élément est exprimée par la formule 3s23p4. Déterminez le numéro de série et le nom de l'élément. 13. Notez les configurations électroniques des ions suivants : 14. Les atomes O, Mg, Ti contiennent-ils des électrons de niveau M ? 15. Quelles particules d'atomes sont isoélectroniques, c'est-à-dire contiennent le même nombre d'électrons: 16. Combien de niveaux électroniques d'atomes dans l'état S2 ", S4 +, S6 +? 17. Combien d'orbitales d libres dans Sc, Ti, V atomes ? Écrivez les formules électroniques des atomes de ces éléments. 18. Indiquez le numéro de série de l'élément qui : a) se termine le remplissage du sous-niveau 4c1 avec des électrons ; b) le remplissage du sous-niveau 4p avec des électrons commence. 19. Indiquez les caractéristiques des configurations électroniques des atomes de cuivre et de chrome. Les électrons 4b sont contenus dans les atomes de ces éléments dans un état stable ? 20. Combien d'orbitales 3p vacantes un atome de silicium a-t-il dans un état stationnaire et excité ?

La structure des couches électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes: éléments $ s- $, $ p- $ et $ d- $. Configuration électronique de l'atome. Etat fondamental et excité des atomes

Le concept d'atome trouve son origine dans le monde antique pour désigner les particules de matière. Traduit du grec, l'atome signifie "indivisible".

Électrons

Le physicien irlandais Stoney, sur la base d'expériences, est arrivé à la conclusion que l'électricité est transportée par les plus petites particules qui existent dans les atomes de tous les éléments chimiques. En 1891 $, Stoney a proposé de nommer ces particules électrons, qui en grec signifie "ambre".

Quelques années après que l'électron ait reçu son nom, le physicien anglais Joseph Thomson et le physicien français Jean Perrin ont prouvé que les électrons portent une charge négative. C'est la plus petite charge négative, qui en chimie est considérée comme une unité de $ (- 1) $. Thomson a même réussi à déterminer la vitesse d'un électron (elle est égale à la vitesse de la lumière - 300 000 $ km / s) et la masse d'un électron (c'est 1836 $ fois moins que la masse d'un atome d'hydrogène).

Thomson et Perrin ont connecté les pôles d'une source d'alimentation à deux plaques métalliques - une cathode et une anode, soudées dans un tube de verre d'où l'air a été évacué. Lorsqu'une tension d'environ 10 000 volts a été appliquée aux électrodes plates, une décharge lumineuse a éclaté dans le tube et des particules ont volé de la cathode (pôle négatif) à l'anode (pôle positif), que les scientifiques ont d'abord appelé rayons cathodiques et puis ils ont compris que c'était un flux d'électrons. Les électrons frappant des substances spéciales appliquées, par exemple, sur un écran de télévision, provoquent une lueur.

Il a été conclu que des électrons sont éjectés des atomes du matériau à partir duquel la cathode est faite.

Les électrons libres ou leur flux peuvent être obtenus par d'autres moyens, par exemple par chauffage d'un fil métallique ou par lumière incidente sur des métaux formés par des éléments du sous-groupe principal du groupe I du tableau périodique (par exemple, le césium).

L'état des électrons dans un atome

L'état d'un électron dans un atome est compris comme un ensemble d'informations sur énergie un certain électron dans espacer dans lequel il se trouve. Nous savons déjà qu'un électron dans un atome n'a pas de trajectoire de mouvement, c'est-à-dire on ne peut parler que de probabilités le trouver dans l'espace autour du noyau. Il peut être localisé dans n'importe quelle partie de cet espace entourant le noyau, et la combinaison de ses différentes positions est considérée comme un nuage d'électrons avec une certaine densité de charge négative. Au sens figuré, cela peut être imaginé comme suit : si, après des centièmes ou des millionièmes de seconde, il était possible de photographier la position de l'électron dans l'atome, comme dans la photofinition, alors l'électron dans de telles photographies serait représenté comme un point. Le chevauchement d'innombrables photographies de ce type produirait une image du nuage d'électrons avec la densité la plus élevée là où il y a la plupart de ces points.

La figure montre une "coupe" d'une telle densité électronique dans un atome d'hydrogène passant par le noyau, et la ligne pointillée définit une sphère, à l'intérieur de laquelle la probabilité de détecter un électron est de 90 % $. Le contour le plus proche du noyau couvre la région de l'espace dans laquelle la probabilité de détecter un électron est de 10 % $, la probabilité de détecter un électron à l'intérieur du deuxième contour à partir du noyau est de 20 % $, à l'intérieur du troisième - $ ≈ 30% $, etc. Il y a une certaine incertitude dans l'état de l'électron. Pour caractériser cet état particulier, le physicien allemand W. Heisenberg a introduit le concept de principe incertain, c'est à dire. a montré qu'il est impossible de déterminer simultanément et précisément l'énergie et la localisation de l'électron. Plus l'énergie de l'électron est déterminée avec précision, plus sa position est incertaine, et vice versa, ayant déterminé la position, il est impossible de déterminer l'énergie de l'électron. La région de la probabilité de détecter un électron n'a pas de limites claires. Cependant, il est possible de distinguer l'espace où la probabilité de trouver un électron est maximale.

L'espace autour du noyau atomique, dans lequel l'électron est le plus susceptible de se trouver, s'appelle l'orbitale.

Il contient environ 90 % du nuage d'électrons, ce qui signifie qu'environ 90 % du temps, l'électron se trouve dans cette partie de l'espace. Selon la forme, il existe 4 $ des types d'orbitales actuellement connus, qui sont désignés par les lettres latines $ s, p, d $ et $ f $. Une représentation graphique de certaines formes d'orbitales électroniques est montrée dans la figure.

La caractéristique la plus importante du mouvement d'un électron dans une certaine orbitale est l'énergie de sa liaison avec le noyau. Les électrons d'énergies proches forment un seul couche électronique, ou niveau d'énergie... Les niveaux d'énergie sont numérotés à partir du noyau : 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ et 7 $.

L'entier $ n $ désignant le numéro du niveau d'énergie est appelé le nombre quantique principal.

Il caractérise l'énergie des électrons occupant un niveau d'énergie donné. L'énergie la plus basse est possédée par les électrons du premier niveau d'énergie, le plus proche du noyau. Par rapport aux électrons du premier niveau, les électrons des niveaux suivants sont caractérisés par une grande réserve d'énergie. Par conséquent, les électrons du niveau externe sont moins fermement liés au noyau de l'atome.

Le nombre de niveaux d'énergie (couches électroniques) dans un atome est égal au nombre de période dans le système de DI Mendeleev, auquel appartient l'élément chimique : les atomes des éléments de la première période ont un niveau d'énergie ; la deuxième période - deux; la septième période est sept.

Le plus grand nombre d'électrons au niveau d'énergie est déterminé par la formule :

où $ N $ est le nombre maximum d'électrons ; $ n $ - numéro de niveau, ou numéro quantique principal. Donc : au premier niveau d'énergie le plus proche du noyau, il ne peut y avoir plus de deux électrons ; sur le second - pas plus de 8 $ $; le troisième - pas plus de 18 $ $; le quatrième - pas plus de 32 $. Et comment, à leur tour, les niveaux d'énergie (couches d'électrons) sont-ils disposés ?

A partir du deuxième niveau d'énergie $ (n = 2) $, chacun des niveaux est subdivisé en sous-niveaux (sous-couches) différant légèrement les uns des autres par l'énergie de liaison avec le noyau.

Le nombre de sous-niveaux est égal à la valeur du nombre quantique principal : le premier niveau d'énergie a un sous-niveau ; le second - deux; le troisième est trois ; le quatrième est quatre. Les sous-niveaux, à leur tour, sont formés par des orbitales.

Chaque valeur de $ n $ correspond au nombre d'orbitales égal à $ n ^ 2 $. Selon les données présentées dans le tableau, il est possible de tracer la relation du nombre quantique principal $ n $ avec le nombre de sous-niveaux, le type et le nombre d'orbitales, et le nombre maximum d'électrons au sous-niveau et au niveau.

Nombre quantique principal, types et nombre d'orbitales, nombre maximum d'électrons aux sous-niveaux et niveaux.

Les sous-niveaux sont généralement désignés par des lettres latines, ainsi que par la forme des orbitales qui les composent : $ s, p, d, f $. Donc:

• $ s $ -sublevel - le premier, le plus proche du noyau atomique, sous-niveau de chaque niveau d'énergie, se compose d'un $ s $ -orbital;
• $ p $ -sublevel - le deuxième sous-niveau de chacun, à l'exception du premier niveau d'énergie, se compose de trois $ p $ -orbitals;
• $ d $ -sous-couche - le troisième sous-niveau de chacun, à partir du troisième niveau d'énergie, se compose de cinq $ d $ -orbitales ;
• La sous-couche $ f $ de chacun, à partir du quatrième niveau d'énergie, se compose de sept $ f $ -orbitales.

Noyau de l'atome

Mais les électrons ne sont pas les seuls constituants des atomes. Le physicien Henri Becquerel a découvert qu'un minéral naturel contenant du sel d'uranium émet également un rayonnement inconnu, éclairant des films photographiques qui sont cachés de la lumière. Ce phénomène a été nommé radioactivité.

Il existe trois types de rayons radioactifs :

1. $ α $ -rayons, qui sont constitués de $ α $ -particules ayant une charge $ 2 $ fois la charge d'un électron, mais avec un signe positif, et une masse $ 4 $ fois la masse d'un atome d'hydrogène;
2. $ β $ -rays représentent un flux d'électrons;
3. Les rayons $ γ $ sont des ondes électromagnétiques de masse négligeable qui ne portent pas de charge électrique.

Par conséquent, l'atome a une structure complexe - il se compose d'un noyau et d'électrons chargés positivement.

Comment fonctionne un atome ?

En 1910, à Cambridge, près de Londres, Ernest Rutherford avec ses étudiants et collègues étudie la diffusion de particules de $ α $ traversant une fine feuille d'or et tombant sur un écran. Les particules alpha ne s'écartaient généralement que d'un degré de la direction d'origine, confirmant l'apparente uniformité et l'uniformité des propriétés des atomes d'or. Et soudain, les chercheurs ont remarqué que certaines particules de $ α $ ont changé brusquement la direction de leur chemin, comme si elles se heurtaient à une sorte d'obstacle.

En plaçant l'écran devant la feuille, Rutherford a pu détecter même les rares cas où des particules $ α $, réfléchies par des atomes d'or, volaient dans la direction opposée.

Les calculs ont montré que les phénomènes observés pouvaient se produire si toute la masse de l'atome et toute sa charge positive étaient concentrées dans un minuscule noyau central. Il s'est avéré que le rayon du noyau est 100 000 fois inférieur au rayon de l'atome entier, la région dans laquelle se trouvent des électrons de charge négative. Si nous appliquons une comparaison figurative, alors tout le volume d'un atome peut être comparé à un stade à Loujniki, et le noyau - à un ballon de football situé au centre du terrain.

L'atome de n'importe quel élément chimique est comparable au minuscule système solaire. Par conséquent, ce modèle de l'atome, proposé par Rutherford, est appelé planétaire.

Protons et neutrons

Il s'avère que le minuscule noyau atomique, dans lequel est concentrée toute la masse de l'atome, se compose de deux types de particules - les protons et les neutrons.

Protons ont une charge égale à la charge des électrons, mais opposée de signe $ (+ 1) $, et une masse égale à la masse d'un atome d'hydrogène (elle est prise comme unité en chimie). Les protons sont désignés par le signe $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (ou $ p + $). Neutrons ne portent pas de charge, ils sont neutres et ont une masse égale à celle d'un proton, c'est-à-dire 1 $ 1 $. Les neutrons sont notés par le signe $ (0) (1) n $ (ou $ n ^ 0 $).

Les protons et les neutrons sont appelés ensemble nucléons(à partir de lat. noyau- coeur).

La somme du nombre de protons et de neutrons dans un atome est appelée nombre massif... Par exemple, le nombre de masse d'un atome d'aluminium :

Puisque la masse de l'électron, qui est négligeable, peut être négligée, il est évident que toute la masse de l'atome est concentrée dans le noyau. Les électrons sont notés comme suit : $ e↖ (-) $.

Puisque l'atome est électriquement neutre, il est également évident que que le nombre de protons et d'électrons dans un atome est le même. Il est égal au nombre ordinal d'un élément chimique qui lui est attribué dans le tableau périodique. Par exemple, le noyau d'un atome de fer contient 26 $ de protons, et 26 $ d'électrons tournent autour du noyau. Comment déterminer le nombre de neutrons ?

Comme vous le savez, la masse d'un atome est constituée de la masse des protons et des neutrons. Connaissant le nombre ordinal de l'élément $ (Z) $, c'est-à-dire le nombre de protons, et le nombre de masse $ (A) $, égal à la somme des nombres de protons et de neutrons, vous pouvez trouver le nombre de neutrons $ (N) $ par la formule :

Par exemple, le nombre de neutrons dans un atome de fer est :

$56 – 26 = 30$.

Le tableau présente les principales caractéristiques des particules élémentaires.

Caractéristiques de base des particules élémentaires.

Isotopes

Une variété d'atomes du même élément, qui ont la même charge nucléaire, mais des nombres de masse différents, sont appelés isotopes.

Mot isotope se compose de deux mots grecs : isos- le même et topos- place, signifie "occupant une place" (cellule) dans le tableau périodique des éléments.

Les éléments chimiques naturels sont un mélange d'isotopes. Ainsi, le carbone a trois isotopes de masses 12, 13, 14 $ ; oxygène - trois isotopes avec des masses de 16 $, 17, 18 $, etc.

Habituellement donnée dans le tableau périodique, la masse atomique relative d'un élément chimique est la valeur moyenne des masses atomiques du mélange naturel d'isotopes d'un élément donné, en tenant compte de leur contenu relatif dans la nature, par conséquent, les valeurs de les masses atomiques sont souvent fractionnaires. Par exemple, les atomes de chlore naturel sont un mélange de deux isotopes - 35 $ (il y en a 75 % dans la nature) et 37 $ (25 % d'entre eux); par conséquent, la masse atomique relative du chlore est de 35,5 $. Les isotopes du chlore s'écrivent comme suit :

$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ et $ ↖ (37) ↙ (17) (Cl) $

Les propriétés chimiques des isotopes du chlore sont exactement les mêmes, tout comme les isotopes de la plupart des éléments chimiques, par exemple le potassium, l'argon :

$ ↖ (39) ↙ (19) (K) $ et $ ↖ (40) ↙ (19) (K) $, $ ↖ (39) ↙ (18) (Ar) $ et $ ↖ (40) ↙ (18 ) (Ar) $

Cependant, les propriétés des isotopes de l'hydrogène diffèrent considérablement en raison d'une forte augmentation multiple de leur masse atomique relative; on leur a même attribué des noms individuels et des signes chimiques : protium - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $ ; deutérium - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $, ou $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $; tritium - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $, ou $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.

Vous pouvez maintenant donner une définition moderne, plus rigoureuse et scientifique d'un élément chimique.

Un élément chimique est un ensemble d'atomes ayant la même charge nucléaire.

La structure des couches électroniques des atomes des éléments des quatre premières périodes

Considérons l'affichage des configurations électroniques des atomes d'éléments par périodes du système de D.I.Mendeleev.

Éléments de la première période.

Les diagrammes de la structure électronique des atomes montrent la distribution des électrons sur les couches électroniques (niveaux d'énergie).

Les formules électroniques des atomes montrent la distribution des électrons sur les niveaux d'énergie et en dessous des niveaux.

Les formules électroniques graphiques des atomes montrent la distribution des électrons non seulement sur les niveaux et en dessous des niveaux, mais aussi sur les orbitales.

Dans un atome d'hélium, la première couche d'électrons est complète - il contient 2 $ d'électrons.

L'hydrogène et l'hélium sont des $ s $ -éléments, la $ s $ -orbitale de ces atomes est remplie d'électrons.

Éléments de la deuxième période.

Pour tous les éléments de la deuxième période, la première couche électronique est remplie et les électrons remplissent les orbitales $ s- $ et $ p $ de la deuxième couche électronique selon le principe de moindre énergie (d'abord $ s $, puis $ p $) et les règles de Pauli et Hund.

Dans l'atome de néon, la deuxième couche d'électrons est complète - il contient 8 $ d'électrons.

Éléments de la troisième période.

Pour les atomes d'éléments de la troisième période, les première et deuxième couches d'électrons sont complétées, par conséquent, la troisième couche d'électrons est remplie, dans laquelle les électrons peuvent occuper les sous-niveaux 3s, 3p et 3d.

La structure des couches électroniques des atomes des éléments de la troisième période.

L'orbitale électronique à 3,5 $ est en cours d'achèvement à l'atome de magnésium. $ Na $ et $ Mg $ sont des $ s $ -éléments.

Dans l'aluminium et les éléments suivants, le sous-niveau $ 3d $ est rempli d'électrons.

$ ↙ (18) (Ar) $ Argon

$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) s ^ 2 (3) p ^ 6 $

Dans un atome d'argon sur la couche externe (troisième couche électronique) il y a 8 $ d'électrons. Comme la couche externe est terminée, mais au total dans la troisième couche électronique, comme vous le savez déjà, il peut y avoir 18 électrons, ce qui signifie que les éléments de la troisième période ont des orbitales $ 3d $ non remplies.

Tous les éléments de $ Al $ à $ Ar $ - $ p $ -éléments.

$ s- $ et $ p $ -éléments former sous-groupes principaux dans le tableau périodique.

Éléments de la quatrième période.

Une quatrième couche électronique apparaît pour les atomes de potassium et de calcium, et le sous-niveau $ 4s $ est rempli, puisque il a moins d'énergie que le sous-niveau $ 3d $. Pour simplifier les formules électroniques graphiques des atomes des éléments de la quatrième période :

1. désignons la formule électronique graphique de l'argon comme suit : $ Ar $;
2. nous ne décrirons pas les sous-niveaux qui ne sont pas remplis par ces atomes.

$ K, Ca $ - $ s $ -éléments, inclus dans les sous-groupes principaux. Dans les atomes de $ Sc $ à $ Zn $, le sous-niveau 3D est rempli d'électrons. Ce sont des éléments $ 3d $. Ils sont inclus dans sous-groupes latéraux, leur couche électronique pré-externe est remplie, ils sont appelés éléments de transition.

Faites attention à la structure des couches électroniques des atomes de chrome et de cuivre. En eux, un électron "tombe" de $ 4s- $ au sous-niveau $ 3d $, ce qui s'explique par la stabilité énergétique plus élevée des configurations électroniques résultantes $ 3d ^ 5 $ et $ 3d ^ (10) $ :

$ ↙ (24) (Cr) $ $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (4) 4s ^ (2)… $

$ ↙ (29) (Cu) $ $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) 3d ^ (9) 4s ^ (2)… $

Symbole d'élément, numéro ordinal, nom	Schéma de structure électronique	Formule électronique	Formule électronique graphique
$ ↙ (19) (K) $ Potassium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $
$ ↙ (20) (C) $ Calcium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $
$ ↙ (21) (Sc) $ Scandium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) p ^ 1 (4) p ^ 1 $
$ ↙ (22) (Ti) $ Titane		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) p ^ 2 (4) p ^ 2 $
$ ↙ (23) (V) $ Vanadium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) p ^ 3 (4) p ^ 2 $
$ ↙ (24) (Сr) $ Chrome		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) p ^ 5 (4) p ^ 1 $
$ ↙ (29) (Cu) $ Chrome		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 1 $
$ ↙ (30) (Zn) $ Zinc		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 2 $
$ ↙ (31) (Ga) $ Gallium		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ (1) $
$ ↙ (36) (Kr) $ Krypton		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ 6 $ ou $ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ 6 $

Dans l'atome de zinc, la troisième couche d'électrons est complète - tous les sous-niveaux $ 3s, 3p $ et $ 3d $ y sont remplis, avec un total de 18 $ d'électrons dessus.

Dans les éléments suivant le zinc, la quatrième couche électronique, le sous-niveau $ 4p $, continue d'être remplie. Éléments de $ Ga $ à $ Kr $ - $ p $ -éléments.

Au niveau de l'atome de krypton, la couche externe (quatrième) est complète, contient 8 $ d'électrons. Mais au total dans la quatrième couche électronique, comme vous le savez, il peut y avoir 32 $ d'un électron ; pour l'atome de krypton, les sous-niveaux $ 4d- $ et $ 4f $ sont toujours vides.

Les éléments de la cinquième période sont remplis de sous-niveaux dans l'ordre suivant : $ 5s → 4d → 5p $. Et il y a aussi des exceptions associées au « creux » des électrons, pour $ ↙ (41) Nb $, $ ↙ (42) Mo $, $ ↙ (44) Ru $, $ ↙ (45) Rh $, $ ↙ ( 46) Pd $, $ ↙ (47) Ag $. Dans les sixième et septième périodes, $ f $ apparaît -éléments, c'est à dire. éléments, qui sont remplis, respectivement, par les sous-niveaux $ 4f- $ et $ 5f $ -de la troisième couche électronique à l'extérieur.

$ 4f $ -éléments sont appelés lanthanides.

$ 5f $ -éléments sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques en atomes des éléments de la sixième période : $ ↙ (55) Cs $ et $ ↙ (56) Ва $ - $ 6s $ -éléments ; $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -élément; $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -éléments; $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -éléments ; $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -éléments. Mais même ici, il existe des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est violé, ce qui, par exemple, est associé à une stabilité énergétique plus élevée des sous-niveaux $ f $ complètement remplis, c'est-à-dire $ nf ^ 7 $ et $ nf ^ (14) $.

Selon le dernier sous-niveau de l'atome rempli d'électrons, tous les éléments, comme vous l'avez déjà compris, sont divisés en quatre familles électroniques, ou blocs :

1. $ s $ -éléments; les électrons remplissent le sous-niveau $ s $ du niveau externe de l'atome ; Les éléments $ s $ comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II ;
2. $ p $ -éléments; les électrons remplissent le sous-niveau $ p $ du niveau externe de l'atome ; $ p $ -elements comprennent des éléments des sous-groupes principaux des groupes III – VIII ;
3. $ d $ -éléments; le sous-niveau $ d $ du niveau pré-extérieur de l'atome est rempli d'électrons ; Les éléments $ d $ incluent les éléments des sous-groupes secondaires des groupes I à VIII, c'est-à-dire éléments de plug-in décennies de grandes périodes situés entre $ s- $ et $ p- $ éléments. Ils sont aussi appelés éléments de transition;
4. $ f $ -éléments; les électrons remplissent le sous-niveau $ f- $ du troisième niveau atomique extérieur ; ceux-ci incluent les lanthanides et les actinides.

Configuration électronique de l'atome. Etat fondamental et excité des atomes

Le physicien suisse W. Pauli en 1925 $ a établi que un atome dans une orbitale ne peut pas contenir plus de deux électrons ayant des dos opposés (antiparallèles) (traduit de l'anglais - fuseau), c'est-à-dire possédant de telles propriétés, qui peuvent être classiquement imaginées comme la rotation d'un électron autour de son axe imaginaire dans le sens horaire ou antihoraire. Ce principe est appelé principe de Pauli.

S'il y a un électron dans l'orbitale, on l'appelle non apparié si deux, alors ceci électrons appariés, c'est à dire. électrons de spins opposés.

La figure montre un diagramme de la division des niveaux d'énergie en sous-niveaux.

$ s- $ Orbital, comme vous le savez déjà, a une forme sphérique. Un électron de l'atome d'hydrogène $ (n = 1) $ est situé dans cette orbitale et n'est pas apparié. Par conséquent, son formule électronique, ou configuration électronique, s'écrit comme ceci : $ 1s ^ 1 $. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est désigné par le nombre devant la lettre $ (1 ...) $, la lettre latine désigne le sous-niveau (type d'orbitale), et le nombre écrit en haut à droite de la lettre (en exposant) indique le nombre d'électrons sur le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium He, qui a deux électrons appariés dans une orbitale $ s- $, cette formule est : $ 1s ^ 2 $. La couche électronique de l'atome d'hélium est complète et très stable. L'hélium est un gaz noble. Au deuxième niveau d'énergie $ (n = 2) $ il y a quatre orbitales, une $ s $ et trois $ p $. Les électrons du second niveau $ s $ orbital ($ 2s $ orbital) ont des énergies plus élevées, car sont à une plus grande distance du noyau que les électrons de la $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. En général, pour chaque valeur de $ n $, il y a une orbitale $ s- $, mais avec une réserve correspondante d'énergie électronique et, par conséquent, avec un diamètre correspondant qui augmente à mesure que la valeur de $ n $ augmente. S- $ Orbital, comme vous le savez déjà, a une forme sphérique. Un électron de l'atome d'hydrogène $ (n = 1) $ est situé dans cette orbitale et n'est pas apparié. Par conséquent, sa formule électronique, ou configuration électronique, s'écrit comme suit : $ 1s ^ 1 $. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est désigné par le nombre devant la lettre $ (1 ...) $, la lettre latine désigne le sous-niveau (type d'orbitale), et le nombre écrit en haut à droite de la lettre (en exposant) indique le nombre d'électrons sur le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium $ He $, qui a deux électrons appariés dans une orbitale $ s- $, cette formule est : $ 1s ^ 2 $. La couche électronique de l'atome d'hélium est complète et très stable. L'hélium est un gaz noble. Au deuxième niveau d'énergie $ (n = 2) $ il y a quatre orbitales, une $ s $ et trois $ p $. Les électrons des orbitales $ s- $ de deuxième niveau ($ 2s $ -orbital) ont des énergies plus élevées, car sont à une plus grande distance du noyau que les électrons de la $ 1s $ -orbital $ (n = 2) $. En général, pour chaque valeur de $ n $, il y a une orbitale $ s- $, mais avec une réserve correspondante d'énergie électronique et, par conséquent, avec un diamètre correspondant qui augmente à mesure que la valeur de $ n $ augmente.

$ p- $ Orbital a la forme d'un haltère ou d'un huit volumétrique. Les trois $ p $ -orbitales sont situées dans l'atome mutuellement perpendiculaires le long des coordonnées spatiales tracées à travers le noyau atomique. Il convient de souligner encore une fois que chaque niveau d'énergie (couche d'électrons), à partir de $ n = 2 $, a trois $ p $ -orbitales. Au fur et à mesure que la valeur de $ n $ augmente, les électrons occupent des orbitales $ р $ situées à de grandes distances du noyau et dirigées le long des axes $ x, y, z $.

Pour les éléments de la deuxième période $ (n = 2) $, un premier $ s $ -orbital est rempli, puis trois $ p $ -orbital ; formule électronique $ Li : 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. L'électron $ 2s ^ 1 $ est moins lié au noyau de l'atome, donc un atome de lithium peut facilement en faire don (comme vous vous en souvenez évidemment, ce processus s'appelle l'oxydation), se transformant en un ion lithium $ Li ^ + $.

Dans l'atome de béryllium Be, le quatrième électron est également situé sur l'orbitale $ 2s $ : $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. Les deux électrons externes de l'atome de béryllium sont facilement arrachés - $ B ^ 0 $ est oxydé en cation $ Be ^ (2 +) $.

Le cinquième électron de l'atome de bore est occupé par l'orbitale $ 2p $ : $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. Ensuite, les atomes $ C, N, O, F $ sont remplis de $ 2p $ -orbitales, qui se terminent par le gaz noble du néon : $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.

Pour les éléments de la troisième période, les orbitales $ 3s- $ et $ 3p $ - sont respectivement remplies. Dans ce cas, cinq $ d $ -orbitales du troisième niveau restent libres :

$ ↙ (11) Na 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (1) $,

$ ↙ (17) Cl 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (5) $,

$ ↙ (18) Ar 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (6) $.

Parfois, dans les diagrammes montrant la distribution des électrons dans les atomes, seul le nombre d'électrons à chaque niveau d'énergie est indiqué, c'est-à-dire écrivez les formules électroniques abrégées des atomes d'éléments chimiques, contrairement aux formules électroniques complètes ci-dessus, par exemple :

$ ↙ (11) Na 2, 8, 1; $ $ ↙ (17) Cl 2, 8, 7; $ $ ↙ (18) Ar 2, 8, 8 $.

Pour les éléments de grandes périodes (quatrième et cinquième), les deux premiers électrons occupent respectivement $ 4s- $ et $ 5s $ -orbitales : $ ↙ (19) K 2, 8, 8, 1 ; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, 18 $, 8, 2. En partant du troisième élément de chaque grande période, les dix électrons suivants entreront respectivement dans les orbitales $ 3d- $ et $ 4d- $ précédentes (pour les éléments des sous-groupes latéraux) : $ ↙ (23) V 2, 8, 11, 2 ; $ $ ↙ ( 26) Fr 2, 8, 14, 2 ; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2 ; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. En règle générale, lorsque la sous-couche $ d $ - précédente est remplie, le sous-niveau externe (respectivement $ 4p- $ et $ 5p- $) $ p- $ commence à se remplir : $ ↙ (33) As 2, 8, 18 , 5 ; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Dans les éléments de grandes périodes - le sixième et le septième inachevé - les niveaux et sous-niveaux électroniques sont généralement remplis d'électrons, comme suit : les deux premiers électrons arrivent au sous-niveau $ s- $ externe : $ (56) Ba 2 , 8, 18, 18, 8, 2; $ $ ↙ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; l'électron suivant (y $ La $ et $ Ca $) au sous-niveau $ d $ précédent : $ ↙ (57) La 2, 8, 18, 18, 9, 2 $ et $ ↙ (89) Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Ensuite, les prochains électrons $ 14 $ arriveront au troisième niveau d'énergie extérieur, respectivement aux orbitales $ 4f $ et $ 5f $ des lantonoïdes et des actinides : $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ; $ $ (92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Ensuite, le deuxième niveau d'énergie externe ($ d $ -sous-niveau) pour les éléments des sous-groupes secondaires recommencera à se constituer : $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2 ; $ $ ↙ (104) Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. Et, enfin, ce n'est qu'après le remplissage complet de la sous-couche $ d $ avec dix électrons que le sous-niveau $ p $ sera à nouveau rempli : $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .

Très souvent, la structure des couches d'électrons des atomes est représentée à l'aide d'énergie, ou de cellules quantiques - ce qu'on appelle formules électroniques graphiques... Pour cette notation, la notation suivante est utilisée : chaque cellule quantique est désignée par une cellule qui correspond à une orbitale ; chaque électron est indiqué par une flèche correspondant à la direction du spin. Lors de la rédaction d'une formule électronique graphique, il convient de se rappeler deux règles : Le principe de Pauli, selon laquelle il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une cellule (orbitale), mais avec des spins antiparallèles, et F. Règle de Hund, selon lequel les électrons occupent les cellules libres d'abord un à la fois et ont la même valeur de spin, et ensuite seulement par paire, mais les spins, selon le principe de Pauli, seront déjà dirigés de manière opposée.

Configuration électronique- la formule pour l'arrangement des électrons dans diverses couches électroniques d'un atome d'un élément chimique ou d'une molécule.

La configuration électronique est généralement écrite pour les atomes dans leur état fondamental. Les règles suivantes existent pour déterminer la configuration électronique d'un élément :

1. Principe de remplissage... Selon le principe de remplissage, les électrons dans l'état fondamental d'un atome remplissent les orbitales dans une séquence de niveaux d'énergie orbitale croissants. Les orbitales les plus énergétiques sont toujours remplies en premier.
2. principe d'exclusion de Pauli... Selon ce principe, pas plus de deux électrons ne peuvent se trouver dans une orbitale, et seulement s'ils ont des spins opposés (nombres de spins inégaux).
3. La règle de Hund... Selon cette règle, le remplissage des orbitales d'une sous-couche commence par des électrons simples avec des spins parallèles (de signe identique), et seulement après que les électrons simples occupent toutes les orbitales, le remplissage final des orbitales par des paires d'électrons avec des spins opposés peut prend place.

Du point de vue de la mécanique quantique, une configuration électronique est une liste complète de fonctions d'onde à un électron, à partir de laquelle, avec un degré de précision suffisant, il est possible de composer la fonction d'onde complète d'un atome (dans l'auto- approximation de champ cohérente).

D'une manière générale, l'atome, en tant que système composite, ne peut être entièrement décrit que par la fonction d'onde complète. Cependant, une telle description est pratiquement impossible pour les atomes plus complexes que l'atome d'hydrogène - le plus simple de tous les atomes d'éléments chimiques. Une description approximative pratique est la méthode des champs auto-cohérents. Cette méthode introduit le concept de la fonction d'onde de chaque électron. La fonction d'onde de l'ensemble du système est écrite comme un produit convenablement symétrisé de fonctions d'onde à un électron. Lors du calcul de la fonction d'onde de chaque électron, le champ de tous les autres électrons est pris en compte en tant que potentiel externe, qui à son tour dépend des fonctions d'onde de ces autres électrons.

L'application de la méthode des champs auto-cohérents permet d'obtenir un système complexe d'équations intégro-différentielles non linéaires, encore difficile à résoudre. Cependant, les équations de champ auto-cohérentes ont une symétrie de rotation du problème d'origine (c'est-à-dire qu'elles sont à symétrie sphérique). Cela permet de classer complètement les fonctions d'onde à un électron qui composent la fonction d'onde totale de l'atome.

Pour commencer, comme dans tout potentiel à symétrie centrale, la fonction d'onde dans un champ auto-cohérent peut être caractérisée par le nombre quantique du moment angulaire total l (\ style d'affichage l) et le nombre quantique de la projection du moment cinétique sur un axe m (\ style d'affichage m)... Fonctions d'onde avec différentes valeurs m (\ style d'affichage m) correspondent au même niveau d'énergie, c'est-à-dire qu'ils sont dégénérés. De plus, un niveau d'énergie correspond à des états avec différentes projections du spin électronique sur n'importe quel axe. Total pour un niveau d'énergie donné 2 (2 l + 1) (\ displaystyle 2 (2l + 1)) fonctions d'onde. De plus, à une valeur donnée du moment cinétique, les niveaux d'énergie peuvent être renumérotés. Par analogie avec l'atome d'hydrogène, il est d'usage d'énumérer les niveaux d'énergie pour un l (\ style d'affichage l) commençant par n = l + 1 (\ displaystyle n = l + 1)... Une liste complète des nombres quantiques de fonctions d'onde à un électron, à partir desquelles la fonction d'onde d'un atome peut être composée, est appelée configuration électronique. Puisque tout est dégénéré en nombre quantique m (\ style d'affichage m) et sur le spin, il suffit d'indiquer le nombre total d'électrons dans un état avec le donné n (\ style d'affichage n), l (\ style d'affichage l).

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  Pour des raisons historiques, dans la formule de la configuration électronique, le nombre quantique l (\ style d'affichage l)écrit en lettres latines. L'état avec est indiqué par la lettre s (\ style d'affichage s), p (\ style d'affichage p): l = 1 (\ style d'affichage l = 1), d (\ style d'affichage d): l = 2 (\ displaystyle l = 2), f (\ style d'affichage f): l = 3 (\ style d'affichage l = 3), g (\ style d'affichage g): l = 4 (\ style d'affichage l = 4) et plus loin par ordre alphabétique. A gauche du nombre l (\ style d'affichage l) Ecris le numéro n (\ style d'affichage n), et en plus du nombre l (\ style d'affichage l)- le nombre d'électrons dans un état avec des données n (\ style d'affichage n) et l (\ style d'affichage l)... Par exemple 2 s 2 (\ displaystyle 2s ^ (2)) correspond à deux électrons dans l'état avec n = 2 (\ style d'affichage n = 2), l = 0 (\ style d'affichage l = 0)... Pour des raisons pratiques (voir la règle de Klechkovsky), dans la formule complète de la configuration électronique, les termes sont écrits dans l'ordre du nombre quantique croissant n (\ style d'affichage n) puis le nombre quantique l (\ style d'affichage l), par exemple 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3 (\ displaystyle 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) 3s ^ (2) 3p ^ (3))... Étant donné que cette notation est quelque peu redondante, la formule est parfois abrégée en 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 3 (\ displaystyle 1s ^ (2) 2s ^ (2) p ^ (6) 3s ^ (2) p ^ (3)), c'est-à-dire qu'ils omettent le nombre n (\ style d'affichage n) où il peut être deviné à partir du terme règle de commande.

  La loi périodique et la structure de l'atome

  Tous ceux qui sont impliqués dans la structure de l'atome dans n'importe laquelle de leurs études procèdent des outils qui leur sont fournis par la loi périodique, découverts par le chimiste DI Mendeleev ; seulement dans leur compréhension de cette loi, physiciens et mathématiciens utilisent leur "langage" pour interpréter les dépendances qu'ils montrent (il y a certes un aphorisme assez ironique de JW Gibbs à ce sujet), mais en même temps, isolés des chimistes étudiant la matière, avec toute la perfection, les avantages et la polyvalence de leur appareil, ni la physique ni les mathématiques, bien sûr, ne peuvent construire leur recherche.

  L'interaction des représentants de ces disciplines est observée dans le développement ultérieur du sujet. La découverte de la périodicité secondaire par E.V.Biron (1915), a donné un autre aspect pour comprendre les enjeux liés aux régularités de la structure des couches électroniques. S. A. Shchukarev, élève de E. V. Biron et

  Le remplissage des orbitales dans un atome non excité s'effectue de telle sorte que l'énergie de l'atome soit minimale (principe de l'énergie minimale). Tout d'abord, les orbitales du premier niveau d'énergie sont remplies, puis le second, et d'abord l'orbitale du sous-niveau s est remplie et ensuite seulement les orbitales du sous-niveau p. En 1925, le physicien suisse W. Pauli a établi le principe fondamental de la mécanique quantique des sciences naturelles (principe de Pauli, également appelé principe d'exclusion ou principe d'exclusion). Selon le principe de Pauli :

  un atome ne peut pas avoir deux électrons ayant le même ensemble de quatre nombres quantiques.

  La configuration électronique d'un atome est traduite par une formule dans laquelle les orbitales remplies sont indiquées par une combinaison d'un nombre égal au nombre quantique principal et d'une lettre correspondant au nombre quantique orbital. L'exposant indique le nombre d'électrons dans les orbitales données.
  

  Hydrogène et hélium

  La configuration électronique de l'atome d'hydrogène est 1s 1, et l'hélium est 1s 2. L'atome d'hydrogène a un électron non apparié et l'atome d'hélium a deux électrons appariés. Les électrons appariés ont les mêmes valeurs pour tous les nombres quantiques, à l'exception du spin. L'atome d'hydrogène peut donner son électron et se transformer en un ion chargé positivement - le cation H + (proton), qui n'a pas d'électrons (configuration électronique 1s 0). Un atome d'hydrogène peut attacher un électron et se transformer en un ion chargé négativement H - (ion hydrure) avec une configuration électronique 1s 2.

  Lithium

  Trois électrons dans un atome de lithium sont répartis comme suit : 1s 2 1s 1. Les électrons du seul niveau d'énergie externe, appelés électrons de valence, participent à la formation d'une liaison chimique. La valence d'un atome de lithium est un électron du sous-niveau 2s, et deux électrons du sous-niveau 1s sont des électrons internes. L'atome de lithium perd assez facilement son électron de valence, passant dans l'ion Li +, qui a la configuration 1s 2 2s 0. Notez que l'ion hydrure, l'atome d'hélium et le cation lithium ont le même nombre d'électrons. De telles particules sont appelées isoélectroniques. Ils ont une configuration électronique similaire, mais des charges nucléaires différentes. L'atome d'hélium est chimiquement très inerte, ce qui est associé à la stabilité particulière de la configuration électronique 1s2. Les orbitales non remplies d'électrons sont dites vacantes. Dans l'atome de lithium, trois orbitales du sous-niveau 2p sont vacantes.

  Béryllium

  La configuration électronique de l'atome de béryllium est 1s 2 2s 2. Lorsqu'un atome est excité, les électrons d'un sous-niveau d'énergie inférieur se déplacent vers des orbitales vacantes d'un sous-niveau d'énergie plus élevé. Le processus d'excitation d'un atome de béryllium peut être décrit comme suit :
  

  1s 2 2s 2 (état fondamental) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (état excité).

  La comparaison des états fondamental et excité de l'atome de béryllium montre qu'ils diffèrent par le nombre d'électrons non appariés. Il n'y a pas d'électrons non appariés dans l'état fondamental de l'atome de béryllium, dans l'état excité il y en a deux. Malgré le fait que, lors de l'excitation d'un atome, en principe, tous les électrons des orbitales à faible énergie peuvent être transférés vers des orbitales plus élevées, seules les transitions entre les sous-niveaux d'énergie avec des énergies proches sont essentielles pour la prise en compte des processus chimiques.

  Ceci est expliqué comme suit. Lorsqu'une liaison chimique se forme, de l'énergie est toujours libérée, c'est-à-dire que la combinaison de deux atomes passe dans un état énergétiquement plus favorable. Le processus d'excitation nécessite une consommation d'énergie. Lorsque des électrons sont arrachés au même niveau d'énergie, les coûts d'excitation sont compensés par la formation d'une liaison chimique. Lorsque des électrons sont arrachés à différents niveaux, les coûts d'excitation sont si importants qu'ils ne peuvent pas être compensés par la formation d'une liaison chimique. En l'absence d'un partenaire dans une éventuelle réaction chimique, l'atome excité libère un quantum d'énergie et retourne à l'état fondamental - ce processus est appelé relaxation.

  Bore

  Les configurations électroniques des atomes des éléments de la 3ème période du Tableau Périodique des Eléments seront, dans une certaine mesure, similaires à celles données ci-dessus (le numéro atomique est indiqué par l'indice) :

  11 Na 3s 1
  12 mg 3s 2
  13 Al 3s 2 3p 1
  14 Si 2s 2 2p2
  15 P 2s 2 3p 3

  Cependant, l'analogie n'est pas complète, car le troisième niveau d'énergie se divise en trois sous-niveaux et tous les éléments répertoriés ont des orbitales d vacantes, auxquelles les électrons peuvent être transférés lors de l'excitation, augmentant la multiplicité. Ceci est particulièrement important pour les éléments tels que le phosphore, le soufre et le chlore.

  Le nombre maximum d'électrons non appariés dans un atome de phosphore peut atteindre cinq :
  

  Ceci explique la possibilité de l'existence de composés dans lesquels la valence du phosphore est de 5. Un atome d'azote, qui a la même configuration d'électrons de valence à l'état fondamental que l'atome de phosphore, ne peut pas former cinq liaisons covalentes.

  Une situation similaire se présente lorsque l'on compare les capacités de valence de l'oxygène et du soufre, du fluor et du chlore. L'évaporation des électrons dans un atome de soufre conduit à l'apparition de six électrons non appariés :
  

  3s 2 3p 4 (état fondamental) → 3s 1 3p 3 3d 2 (état excité).

  Cela correspond à un état de six valences, impossible à atteindre pour l'oxygène. La valence maximale de l'azote (4) et de l'oxygène (3) nécessite une explication plus détaillée, qui sera donnée plus loin.

  La valence maximale du chlore est de 7, ce qui correspond à la configuration de l'état excité de l'atome 3s 1 3p 3 d 3.

  La présence d'orbitales 3d vacantes dans tous les éléments de la troisième période s'explique par le fait qu'à partir du troisième niveau d'énergie, il y a un chevauchement partiel de sous-niveaux de différents niveaux lorsqu'ils sont remplis d'électrons. Ainsi, le sous-niveau 3d ne commence à se remplir qu'une fois le sous-niveau 4s rempli. La réserve d'énergie des électrons dans les orbitales atomiques de différents sous-niveaux et, par conséquent, l'ordre de leur remplissage, augmente dans l'ordre suivant :

  

  Les orbitales sont remplies plus tôt, pour lesquelles la somme des deux premiers nombres quantiques (n + l) est inférieure ; lorsque ces sommes sont égales, les orbitales avec un nombre quantique principal plus petit sont d'abord remplies.

  Ce modèle a été formulé par V.M.Klechkovsky en 1951.

  Les éléments dans les atomes desquels le sous-niveau s est rempli d'électrons sont appelés éléments s. Ceux-ci incluent les deux premiers éléments de chaque période : l'hydrogène. Cependant, déjà dans l'élément d suivant, le chrome, il y a une certaine « déviation » dans l'arrangement des électrons dans les niveaux d'énergie dans l'état fondamental : au lieu des quatre attendus non appariés électrons sur le sous-niveau 3d, l'atome de chrome a cinq électrons non appariés sur le sous-niveau 3d et un électron non apparié sur le sous-niveau s : 24 Cr 4s 1 3d 5.

  Le phénomène de transition d'un électron s au sous-niveau d est souvent appelé le « glissement » de l'électron. Cela peut s'expliquer par le fait que les orbitales du sous-niveau d remplies d'électrons se rapprochent du noyau en raison de l'augmentation de l'attraction électrostatique entre les électrons et le noyau. En conséquence, l'état 4s 1 3d 5 devient énergétiquement plus favorable que l'état 4s 2 3d 4 . Ainsi, le sous-niveau d à moitié rempli (d 5) est plus stable que d'autres variantes possibles de la distribution des électrons. La configuration électronique correspondant à l'existence du nombre maximal possible d'électrons non appariés, atteignable pour les éléments d précédents uniquement par excitation, est caractéristique de l'état fondamental de l'atome de chrome. La configuration électronique d 5 est également caractéristique de l'atome de manganèse : 4s 2 3d 5. Pour les éléments d suivants, chaque cellule énergétique du sous-niveau d est remplie d'un deuxième électron : 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8.

  Pour un atome de cuivre, l'état d'un sous-niveau d complètement rempli (d 10) devient atteignable grâce à la transition d'un électron du sous-niveau 4s au sous-niveau 3d : 29 Cu 4s 1 3d 10. Le dernier élément de la première rangée d'éléments d a une configuration électronique de 30 Zn 4s 23 d 10.

  La tendance générale, qui se manifeste par la stabilité de la configuration d 5 et d 10, s'observe également pour les éléments de périodes basses. Le molybdène a une configuration électronique similaire au chrome : 42 Mo 5s 1 4d 5, et argent - cuivre : 47 Ag5s 0 d 10. De plus, la configuration d 10 est déjà atteinte dans le palladium en raison de la transition des deux électrons de l'orbitale 5s à l'orbitale 4d : 46Pd 5s 0 d 10. Il existe d'autres écarts par rapport au remplissage monotone des orbitales d et f.

  
  
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