Des articles

9.5 : Orbitales quantiques et configurations électroniques


Objectifs d'apprentissage

  • Représenter l'organisation des électrons par une configuration électronique et un diagramme orbital.

La trajectoire de vol d'un avion de ligne est soigneusement réglementée par la Federal Aviation Administration. Chaque avion doit maintenir une distance de cinq milles d'un autre avion volant à la même altitude et de 2 000 pieds au-dessus et au-dessous d'un autre avion (1 000 pieds si l'altitude est inférieure à 29 000 pieds). Ainsi, chaque avion n'a que certaines positions qu'il est autorisé à maintenir pendant qu'il vole. En explorant la mécanique quantique, nous voyons que les électrons ont des restrictions similaires sur leurs emplacements.

Orbitales

Nous pouvons appliquer notre connaissance des nombres quantiques pour décrire l'arrangement des électrons pour un atome donné. Nous le faisons avec quelque chose appelé configurations électroniques. Ils sont effectivement une carte des électrons pour un atome donné. Nous examinons les quatre nombres quantiques pour un électron donné, puis attribuons cet électron à une orbitale spécifique ci-dessous.

S Orbitales

Pour toute valeur de (n), une valeur de (l=0) place cet électron dans un (s) orbitale. Cette orbitale est de forme sphérique :

Figure (PageIndex{1}) : les orbitales (s) n'ont aucune préférence d'orientation et ressemblent à des sphères.

P Orbitales

Pour le tableau ci-dessous, nous voyons que nous pouvons avoir trois orbitales possibles lorsque (l=1). Ceux-ci sont désignés comme (p) orbitales et ont des formes d'haltères. Chacune des orbitales (p) a une orientation différente dans l'espace tridimensionnel.

Figure (PageIndex{2}) : les orbitales (p) ont une préférence d'orientation et ressemblent à des haltères.

D Orbitales

Lorsque (l=2), les valeurs (m_l) peuvent être (-2, : -1, : 0, : +1, : +2) pour un total de cinq (d) orbitales. Notez que les cinq orbitales ont des orientations tridimensionnelles spécifiques.

Figure (PageIndex{3}) : les orbitales (d) ont une préférence d'orientation et présentent des structures complexes.

F Orbitales

L'ensemble le plus complexe d'orbitales est le (f) orbitales. Lorsque (l=3), les valeurs (m_l) peuvent être (-3, : -2, : -1, : 0, : +1, : +2, : +3 ) pour un total de sept formes orbitales différentes. Encore une fois, notez les orientations spécifiques des différentes orbitales (f).

Figure (PageIndex{4}) : les orbitales (f) ont une préférence d'orientation et présentent des structures assez complexes.

Les orbitales qui ont la même valeur du nombre quantique principal forment un coquille. Les orbitales à l'intérieur d'une coquille sont divisées en sous-shells qui ont la même valeur du nombre quantique angulaire. Certaines des combinaisons autorisées de nombres quantiques sont comparées dans le tableau (PageIndex{1}).

Tableau (PageIndex{1}) : Disposition des électrons dans les niveaux d'énergie

Nombre quantique principal (left( n ight))Sous-niveaux autorisésNombre d'orbitales par sous-niveauNombre d'orbitales par niveau d'énergie principalNombre d'électrons par sous-niveauNombre d'électrons par niveau d'énergie principal
1(s)1122
2(s)1428
(p)36
3(s)19218
(p)36
(ré)510
4(s)116232
(p)36
(ré)510
(F)714

Configurations électroniques

Pouvez-vous nommer une chose qui vous distingue facilement du reste du monde ? Et nous ne parlons pas d'ADN, c'est un peu cher à séquencer. Pour beaucoup de gens, c'est leur adresse e-mail. Votre adresse e-mail permet à des personnes du monde entier de vous contacter. Il n'appartient à personne d'autre, mais sert à vous identifier. Les électrons ont également un ensemble unique d'identifiants dans les nombres quantiques qui décrivent leur emplacement et leur spin. Les chimistes utilisent un configuration électronique pour représenter l'organisation des électrons dans les couches et sous-couches dans un atome. Une configuration électronique répertorie simplement les étiquettes de la coque et de la sous-couche, avec un exposant à droite indiquant le nombre d'électrons dans cette sous-couche. Les coques et sous coques sont répertoriées dans l'ordre de remplissage. Les électrons sont généralement organisés autour d'un atome en commençant par les nombres quantiques les plus bas possibles, qui sont les couches-sous-couches avec des énergies plus faibles.

Par exemple, un atome H a un seul électron dans la sous-couche 1s. Sa configuration électronique est

[ce{H}:, 1s^1 onumber]

Il a deux électrons dans la sous-couche 1s. Sa configuration électronique est

[ce{Il}:, 1s^2 onumber]

Les trois électrons de Li sont disposés dans la sous-couche 1s (deux électrons) et la sous-couche 2s (un électron). La configuration électronique de Li est

[ce{Li}:, 1s^22s^1 onumber]

Be a quatre électrons, deux dans la sous-couche 1s et deux dans la sous-couche 2s. Sa configuration électronique est

[ce{Be}:, 1s^22s^2 onumber]

Maintenant que la sous-couche 2s est remplie, les électrons des atomes plus gros doivent entrer dans la sous-couche 2p, qui peut contenir un maximum de six électrons. Les six éléments suivants remplissent progressivement le sous-shell 2p :

  • B : 1s22s22p1
  • C : 1s22s22p2
  • N : 1s22s22p3
  • O : 1s22s22p4
  • F : 1s22s22p5
  • Ne : 1s22s22p6

Maintenant que la sous-couche 2p est remplie (toutes les sous-couches possibles dans la couche n = 2), l'électron suivant pour l'atome suivant doit aller dans la couche n = 3, la sous-couche s.

Éléments de la deuxième période

Les périodes font référence aux lignes horizontales du tableau périodique. En regardant un tableau périodique, vous verrez que la première période ne contient que les éléments hydrogène et hélium. C'est parce que le premier niveau d'énergie principal se compose uniquement du sous-niveau (s) et donc seulement deux électrons sont nécessaires pour remplir tout le niveau d'énergie principal. Chaque fois qu'un nouveau niveau d'énergie principal commence, comme avec le troisième élément lithium, une nouvelle période est commencée sur le tableau périodique. Au fur et à mesure que l'on se déplace à travers la deuxième période, des électrons sont successivement ajoutés. Avec le béryllium (left( Z=4 ight)), le sous-niveau (2s) est complet et le sous-niveau (2p) commence par le bore (left( Z=5 ight)). Puisqu'il y a trois orbitales (2p) et que chaque orbitale contient deux électrons, le sous-niveau (2p) est rempli après six éléments. Le tableau (PageIndex{1}) montre les configurations électroniques des éléments de la deuxième période.

Nom de l'élémentsymboleNuméro atomiqueConfiguration électronique

Tableau (PageIndex{2}) : configurations électroniques des éléments de la deuxième période

Lithium(ce{Li})3(1s^2 2s^1)
Béryllium(ce{Être})4(1s^2 2s^2)
Bore(ce{B})5(1s^2 2s^2 2p^1)
Carbone(ce{C})6(1s^2 2s^2 2p^2)
Azote(ce{N})7(1s^2 2s^2 2p^3)
Oxygène(PDG})8(1s^2 2s^2 2p^4)
Fluor(ce{F})9(1s^2 2s^2 2p^5)
Néon(ce{Ne})10(1s^2 2s^2 2p^6)

Principe Aufbau

La construction d'un bâtiment commence en bas. Les fondations sont posées et le bâtiment monte pas à pas. Vous ne pouvez évidemment pas commencer par le toit car il n'y a pas de place pour l'accrocher. Le bâtiment passe du niveau le plus bas au niveau le plus élevé de manière systématique. Afin de créer des configurations électroniques d'état fondamental pour n'importe quel élément, il est nécessaire de connaître la manière dont les sous-niveaux atomiques sont organisés par ordre d'énergie croissante. La figure (PageIndex{5}) montre l'ordre d'énergie croissante des sous-niveaux.

Le sous-niveau d'énergie le plus bas est toujours le sous-niveau (1s), qui se compose d'une orbitale. L'électron unique de l'atome d'hydrogène occupera l'orbitale (1s) lorsque l'atome est dans son état fondamental. Au fur et à mesure que nous procédons avec des atomes avec plusieurs électrons, ces électrons sont ajoutés au sous-niveau le plus bas suivant : (2s), (2p), (3s), et ainsi de suite. le Principe Aufbau déclare qu'un électron occupe les orbitales dans l'ordre de l'énergie la plus faible à la plus élevée. Le principe Aufbau (allemand : « construire, construire ») est parfois appelé principe « construire ». Il convient de noter qu'en réalité, les atomes ne sont pas construits en ajoutant des protons et des électrons un à la fois, et que cette méthode n'est qu'une aide pour nous aider à comprendre le résultat final.

Figure (PageIndex{5}): Les électrons sont ajoutés aux orbitales atomiques dans l'ordre de faible énergie (bas du graphique) à haute (haut du graphique) selon le principe d'Aufbau. Les niveaux d'énergie principaux sont codés par couleur, tandis que les sous-niveaux sont regroupés et chaque cercle représente une orbitale capable de contenir deux électrons.

Comme le montre la figure ci-dessus, les énergies des sous-niveaux dans différents niveaux d'énergie principaux commencent finalement à se chevaucher. Après le sous-niveau (3p), il semblerait logique que le sous-niveau (3d) soit le prochain plus bas en énergie. Cependant, le sous-niveau (4s) est légèrement plus faible en énergie que le sous-niveau (3d) et se remplit donc en premier. Après le remplissage du sous-niveau (3d) se trouve le (4p), puis le (5s) et le (4d). Notez que le sous-niveau (4f) ne se remplit que juste après le sous-niveau (6s). La figure (PageIndex{6}) est une aide simple et utile pour garder une trace de l'ordre de remplissage des sous-niveaux atomiques.

Figure (PageIndex{6}) : la flèche traverse chaque sous-couche dans l'ordre de remplissage approprié pour les configurations électroniques. Ce graphique est simple à construire. Créez simplement une colonne pour toutes les orbitales s avec chaque coquille n sur une ligne séparée. Répétez pour p, d et f. Assurez-vous d'inclure uniquement les orbitales autorisées par les nombres quantiques (pas de 1p ou 2d, et ainsi de suite). Enfin, tracez des lignes diagonales de haut en bas comme indiqué.

Vidéo (PageIndex{1}) : niveaux d'énergie, sous-niveaux et orbitales.

Exemple (PageIndex{1}) : atomes d'azote

L'azote a 7 électrons. Écrivez la configuration électronique de l'azote.

Solution:

Examinez attentivement la figure (PageIndex{5}) et utilisez-la pour déterminer le nombre d'électrons entrant dans chaque sous-niveau, ainsi que l'ordre dans lequel les différents sous-niveaux sont remplis.

1. Commencez par remplir le 1s sous-niveau. Cela donne 1s2. Maintenant toutes les orbitales dans le rouge m = 1 bloc est rempli.

Puisque nous avons utilisé 2 électrons, il y a 7 − 2 = 5 électrons restants

2. Ensuite, remplissez le 2s sous-niveau. Cela donne 1s22s2. Maintenant, toutes les orbitales du s sous-niveau de l'orange m = 2 blocs sont remplis.

Puisque nous avons utilisé 2 autres électrons, il y a 5 − 2 = 3 électrons restants

3. Notez que nous n'avons pas rempli l'intégralité m = 2 bloc encore… il y a encore les p orbitales !

Les 3 derniers électrons vont dans les 2p sous-niveau. Cela donne 1s22s22p3

La configuration électronique globale est : 1s22s22p3.

Exemple (PageIndex{2}) : atomes de potassium

Le potassium a 19 électrons. Écrivez le code de configuration électronique du potassium.

Solution

Cette fois, examinez attentivement la figure (PageIndex{5}).

1. Maintenant, le m = 1 niveau est rempli.

Puisque nous avons utilisé 2 électrons, il y a 19 − 2 = 17 électrons restants

2. Cela donne 1s22s2

Puisque nous avons utilisé 2 autres électrons, il y a 17 − 2 = 15 électrons restants

3. Ensuite, remplissez le 2p sous-niveau. Cela donne 1s22s22p6. Maintenant le m = 2 niveau est rempli.

Puisque nous avons utilisé 6 autres électrons, il y a 15 − 6 = 9 électrons restants

4. Ensuite, remplissez le 3s sous-niveau. Cela donne 1s22s22p63s2

Puisque nous avons utilisé 2 autres électrons, il y a 9 − 2 = 7 électrons restants

5. Ensuite, remplissez le 3p sous-niveau. Cela donne 1s22s22p63s23p6

Puisque nous avons utilisé 6 autres électrons, il y a 7 − 6 = 1 électron restant

Voici où nous devons être prudents - juste après 3p6!

Rappelez-vous, 4s vient avant 3

6. Le dernier électron entre dans le 4s sous-niveau. Cela donne 1s22s22p63s23p64s1

La configuration électronique globale est : 1s22s22p63s23p64s1

Exercice (PageIndex{1}) : atomes de magnésium et de sodium

Quelle est la configuration électronique de Mg et Na ?

Réponse Mg
mg : 1s22s22p63s2
Réponse Na
Na : 1s22s22p63s1

Principe d'exclusion de Pauli

Lorsque nous examinons les possibilités orbitales d'un atome donné, nous voyons qu'il existe différents arrangements d'électrons pour chaque type d'atome différent. Puisque chaque électron doit conserver son identité unique, nous sentons intuitivement que les quatre nombres quantiques d'un électron donné ne doivent pas correspondre exactement aux quatre nombres quantiques d'un autre électron de cet atome.

Pour l'atome d'hydrogène, il n'y a pas de problème puisqu'il n'y a qu'un seul électron dans l'atome (ce{H}). Cependant, lorsque nous arrivons à l'hélium, nous voyons que les trois premiers nombres quantiques pour les deux électrons sont les mêmes : même niveau d'énergie, même forme sphérique. Ce qui différencie les deux électrons d'hélium, c'est leur spin. L'un des électrons a un spin (+frac{1}{2}) tandis que l'autre électron a un spin (-frac{1}{2}). Ainsi, les deux électrons de l'orbitale (1s) sont chacun uniques et distincts l'un de l'autre car leurs spins sont différents. Ce constat conduit à la principe d'exclusion de Pauli, qui stipule que deux électrons dans un atome ne peuvent avoir le même ensemble de quatre nombres quantiques. L'énergie de l'électron est spécifiée par le principal, le moment angulaire et les nombres quantiques magnétiques. Si ces trois nombres sont identiques pour deux électrons, les nombres de spin doivent être différents pour que les deux électrons soient différenciés l'un de l'autre. Les deux valeurs du nombre quantique de spin permettent à chaque orbitale de contenir deux électrons. La figure (PageIndex{7}) montre comment les électrons sont indiqués dans un diagramme.

Figure (PageIndex{7}) : dans un diagramme de remplissage orbital, un carré représente une orbitale, tandis que les flèches représentent des électrons. Une flèche pointant vers le haut représente une direction de rotation, tandis qu'une flèche pointant vers le bas représente l'autre direction de rotation.

Règle de Hund

La dernière des trois règles pour construire des arrangements d'électrons exige que les électrons soient placés un à la fois dans un ensemble d'orbitales au sein du même sous-niveau. Cela minimise les forces répulsives naturelles qu'un électron a pour un autre. La règle de Hund déclare que les orbitales d'énergie égale sont chacune occupées par un électron avant qu'une orbitale ne soit occupée par un deuxième électron et que chacun des électrons individuels doit avoir le même spin. La figure ci-dessous montre comment un ensemble de trois orbitales (p) est rempli d'un, deux, trois et quatre électrons.

Figure (PageIndex{8}) : Le sous-niveau (2p), pour les éléments bore (left( Z=5 ight)), carbone (left( Z=6 ight) ), l'azote (left( Z=7 ight)), et l'oxygène (left( Z=8 ight)). Selon la règle de Hund, lorsque les électrons sont ajoutés à un ensemble d'orbitales d'égale énergie, un électron entre dans chaque orbitale avant qu'une orbitale ne reçoive un deuxième électron.

Diagrammes de remplissage orbitaux

Un diagramme de remplissage orbital est la façon la plus visuelle de représenter l'arrangement de tous les électrons dans un atome particulier. Dans un diagramme de remplissage orbital, les orbitales individuelles sont représentées par des cercles (ou des carrés) et les orbitales d'un sous-niveau sont dessinées les unes à côté des autres horizontalement. Chaque sous-niveau est étiqueté par son niveau d'énergie principal et son sous-niveau. Les électrons sont indiqués par des flèches à l'intérieur des cercles. Une flèche pointant vers le haut indique une direction de rotation, tandis qu'une flèche pointant vers le bas indique l'autre direction. Les diagrammes de remplissage orbital pour l'hydrogène, l'hélium et le lithium sont illustrés dans la figure ci-dessous.

Figure (PageIndex{9}) : diagrammes de remplissage orbital pour l'hydrogène, l'hélium et le lithium.

Selon le processus Aufbau, les sous-niveaux et les orbitales sont remplis d'électrons par ordre d'énergie croissante. Puisque le sous-niveau (s) se compose d'une seule orbitale, le deuxième électron s'apparie simplement avec le premier électron comme dans l'hélium. L'élément suivant est le lithium et nécessite l'utilisation du prochain sous-niveau disponible, le (2s).

Le diagramme de remplissage pour le carbone est illustré à la figure (PageIndex{10}). Il y a deux électrons (2p) pour le carbone et chacun occupe sa propre orbitale (2p).

Figure (PageIndex{10}): Diagramme de remplissage orbital pour le carbone.

L'oxygène a quatre électrons (2p). Une fois que chaque orbitale (2p) contient un électron, le quatrième électron peut être placé dans la première orbitale (2p) avec un spin opposé à celui de l'autre électron dans cette orbitale.

Figure (PageIndex{11}): Diagramme de remplissage orbital pour l'oxygène.

Si vous conservez vos papiers dans des chemises à manille, vous pouvez prendre une chemise et voir combien elle pèse. Si vous voulez savoir combien de papiers différents (articles, relevés bancaires, ou quoi que ce soit d'autre que vous gardez dans un dossier), vous devez tout sortir et compter. Un répertoire informatique, d'autre part, vous indique exactement combien vous avez dans chaque fichier. Nous pouvons obtenir les mêmes informations sur les atomes. Si nous utilisons un diagramme de remplissage orbital, nous devons compter les flèches. Lorsque nous examinons les données de configuration électronique, nous additionnons simplement les nombres.

Exemple (PageIndex{3}) : atomes de carbone

Dessinez le diagramme de remplissage orbital du carbone et écrivez sa configuration électronique.

Solution

Étape 1 : Lister les quantités connues et planifier le problème.

Connu

  • Numéro atomique du carbone, Z=6

Utilisez l'ordre du diagramme de remplissage pour dessiner un diagramme de remplissage orbital avec un total de six électrons. Suivez la règle de Hund. Écrire la configuration électronique.

Étape 2 : Construisez le diagramme.

Diagramme de remplissage orbital pour le carbone.

Configuration électronique 1s22s22p2

Étape 3 : Réfléchissez à votre résultat.

Après le sous-niveau 2s se trouve le 2p, et les sous-niveaux p se composent toujours de trois orbitales. Les trois orbitales doivent être dessinées même si une ou plusieurs sont inoccupées. Selon la règle de Hund, le sixième électron entre dans la deuxième de ces orbitales p et a le même spin que le cinquième électron.

Exercice (PageIndex{2}) : Configurations électroniques

Écrire les configurations électroniques et les diagrammes orbitaux pour

  1. Atome de potassium : (ce{K})
  2. Atome d'arsenic : (ce{As})
  3. Atome de phosphore : (ce{P})
Réponse a :

Potassium : (1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1)

Réponse b :

Arsenic : (1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^3)

Réponse c :

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

Le quartier de l'atome

Figure (PageIndex{12}) : le voisinage de l'atome. Source : Dr Binh Dao, Collège municipal de Sacramento.

Résumé

Il existe quatre classes différentes d'orbitales électroniques. Ces orbitales sont déterminées par la valeur du nombre quantique de moment cinétique . Une orbitale est une fonction d'onde pour un électron définie par les trois nombres quantiques, m, et m. Les orbitales définissent des régions dans l'espace où vous êtes susceptible de trouver des électrons. s orbitales ( = 0) sont de forme sphérique. p orbitales ( = 1) sont en forme d'haltère. Les trois possibles p les orbitales sont toujours perpendiculaires les unes aux autres.

La notation de configuration électronique simplifie l'indication de l'emplacement des électrons dans un atome spécifique. Les exposants sont utilisés pour indiquer le nombre d'électrons dans un sous-niveau donné. Le principe d'Aufbau donne l'ordre de remplissage des électrons dans un atome. Il peut être utilisé pour décrire les emplacements et les niveaux d'énergie de chaque électron dans un atome donné. La règle de Hund spécifie l'ordre de remplissage des électrons dans un ensemble d'orbitales. Les diagrammes de remplissage orbitaux sont un moyen d'indiquer les emplacements des électrons dans les orbitales. Le principe d'exclusion de Pauli spécifie les limites sur la façon dont les nombres quantiques peuvent être identiques pour deux électrons dans le même atome.

Vocabulaire

nombre quantique principal (m)
Définit le niveau d'énergie de la fonction d'onde pour un électron, la taille de l'onde stationnaire de l'électron et le nombre de nœuds dans cette onde.
nombres quantiques
Nombres entiers attribués à certaines quantités dans la fonction d'onde électronique. Parce que les ondes stationnaires des électrons doivent être continues et ne doivent pas « doubler » sur elles-mêmes, les nombres quantiques sont limités à des valeurs entières.

Cotisations et attributions


9.5 : Atomes multiélectroniques

Les atomes avec plus d'un électron, tels que l'hélium (He) et l'azote (N), sont appelés atomes multiélectroniques. L'hydrogène est le seul atome du tableau périodique qui a un électron dans les orbitales sous l'état fondamental.

Dans les atomes de type hydrogène (ceux avec un seul électron), la force nette sur l'électron est tout aussi importante que l'attraction électrique du noyau. Cependant, lorsque plus d'électrons sont impliqués, chaque électron (dans la couche nn) ressent non seulement l'attraction électromagnétique du noyau positif, mais également les forces de répulsion des autres électrons dans les couches de &lsquo1&rsquo à &lsquonn&lsquo. Cela fait que la force nette sur les électrons dans les couches externes d'électrons est considérablement plus petite. Par conséquent, ces électrons ne sont pas aussi fortement liés au noyau que les électrons plus proches du noyau. Ce phénomène est souvent appelé effet de pénétration orbitale. La théorie du blindage explique également pourquoi les électrons de la couche de valence sont plus facilement retirés de l'atome.

Effet de blindage électronique: Un atome multiélectronique avec des électrons internes protégeant les électrons externes du noyau chargé positivement

La taille de l'effet de blindage est difficile à calculer avec précision en raison des effets de la mécanique quantique. A titre indicatif, la charge nucléaire effective sur chaque électron peut être estimée par : (mathrm<>=Z&moins&sigmaZ>_ exte = mathrm &ndash sigma ), où (mathrm) est le nombre de protons dans le noyau et &sigmasigma est le nombre moyen d'électrons entre le noyau et l'électron en question. &sigmasigma peut être trouvé en utilisant la chimie quantique et l'équation de Schrödinger ou en utilisant la formule empirique de Slater&rsquos.

Par exemple, considérons un cation sodium, un anion fluor et un atome de néon neutre. Chacun a 10 électrons, et le nombre d'électrons de non-valence est de deux (10 électrons au total moins huit électrons de valence), mais la charge nucléaire effective varie car chacun a un nombre différent de protons :

En conséquence, le cation sodium a la plus grande charge nucléaire effective et, par conséquent, le plus petit rayon atomique.


3.2 - Configurations électroniques des atomes

Lorsque les électrons remplissent les niveaux d'énergie, ils remplissent d'abord les niveaux d'énergie principaux, les sous-niveaux, les orbitales atomiques à partir de l'énergie la plus basse. pour afficher l'ordre dans lequel les sous-niveaux sont classés en fonction de l'énergie. Regardez bien et vous verrez :

  1. un sous-niveau 4 est plus faible en énergie qu'un sous-niveau 3 (c'est-à-dire 4s est plus faible en énergie que 3)
  2. un sous-niveau 5 ou 6 est plus faible en énergie qu'un sous-niveau 4 (c'est-à-dire 5p et 6s ont une énergie inférieure à 4F )

À première vue, il semble que la séquence des électrons pour remplir les orbitales atomiques soit d'ordre aléatoire. Lisez la suite pour trouver un moyen plus facile de se souvenir de l'ordre des orbitales atomiques en fonction de l'énergie.

3F - Ordre de remplissage des sous-niveaux

Comment fait-on pour se souvenir de la séquence dans laquelle les électrons remplissent les sous-niveaux ?

  1. Écrivez les principaux niveaux d'énergie et leurs sous-niveaux sur des lignes séparées (comme indiqué sur le schéma).
  2. Tracez des flèches sur les sous-niveaux (voir les lignes diagonales rouges sur le schéma en plaçant votre souris sur le schéma).
  3. Joignez les lignes diagonales de bout en bout (cliquez sur le diagramme pour voir comment j'ai joint les lignes diagonales rouges).
  1. Suivez les flèches. Les sous-niveaux sont disposés comme par magie dans le bon ordre à partir de la plus basse énergie. comparer l'ordre de remplissage de la séquence des sous-niveaux avec le diagramme énergétique des sous-niveaux.

3G - Notations de configuration électronique

Il existe un moyen de représenter précisément l'arrangement des électrons dans les atomes. Jetons un coup d'œil à l'atome le plus simple, l'hydrogène.

Un atome d'hydrogène a 1 électron. Cet électron occupera le niveau d'énergie principal le plus bas, m = 1, et le seul sous-niveau, s. Nous désignons la configuration électronique de l'hydrogène par

  • L'hélium a 2 électrons les 2 électrons occupent tous les deux le s sous-niveau dans le niveau d'énergie principal 1.
    • La configuration électronique de l'hélium est 1s 2
    • La configuration électronique du lithium est 1s 2 2s 1
    • La configuration électronique du béryllium est 1s 2 2s 2

    3H - Configuration électronique et tableau périodique

    Il existe un modèle entre la configuration électronique des éléments et leurs positions sur le tableau périodique. Vous devriez jeter un œil et regarder de près les 20 premiers éléments. Comparez la configuration électronique d'un élément et sa position dans le tableau périodique.


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    Exemples

    Les configurations électroniques de quelques éléments sont illustrées dans cette sous-section.

    Hydrogène

    Le numéro atomique de l'hydrogène est 1. Par conséquent, un atome d'hydrogène contient 1 électron, qui sera placé dans la sous-couche s de la première couche/orbite. La configuration électronique de l'hydrogène est 1s 1 , comme illustré ci-dessous.

    Oxygène

    Le numéro atomique de l'oxygène est 8, ce qui implique qu'un atome d'oxygène contient 8 électrons. Ses électrons sont remplis dans l'ordre suivant :

    Par conséquent, la configuration électronique de l'oxygène est 1s 2 2s 2 2p 4 , comme le montre l'illustration ci-dessous.

    s'agit-il de la configuration électronique d'un élément ?

    La configuration électronique d'un élément est une notation symbolique de la manière dont les électrons de ses atomes sont répartis sur différentes orbitales atomiques. Lors de l'écriture des configurations électroniques, une notation standardisée est suivie dans laquelle le niveau d'énergie et le type d'orbitale sont écrits en premier, suivis du nombre d'électrons présents dans l'orbitale écrit en exposant. Par exemple, la configuration électronique du carbone (numéro atomique : 6) est 1s22s22p2.

    Pourquoi les configurations électroniques sont-elles importantes ?

    Les configurations électroniques donnent un aperçu du comportement chimique des éléments en aidant à déterminer les électrons de valence d'un atome. Il aide également à classer les éléments en différents blocs (tels que les éléments du bloc s, les éléments du bloc p, les éléments du bloc d et les éléments du bloc f). Cela facilite l'étude collective des propriétés des éléments.

    est la configuration électronique du cuivre?

    La configuration électronique du cuivre est [Ar]3d104s1. Cette configuration désobéit au principe aufbau en raison de l'écart énergétique relativement faible entre les orbitales 3d et 4s. L'orbitale d complètement remplie offre plus de stabilité que la configuration partiellement remplie.


    Deuxième coquille d'électron

    La deuxième couche électronique peut contenir huit électrons. Cette coquille contient une autre orbitale s sphérique et trois orbitales p en forme d'haltère, chacune pouvant contenir deux électrons. Une fois l'orbitale 1s remplie, la deuxième couche électronique est remplie, remplissant d'abord son orbitale 2s, puis ses trois orbitales p. Lors du remplissage des orbitales p, chacune prend un seul électron une fois que chaque orbitale p a un électron, un second peut être ajouté. Le lithium (Li) contient trois électrons qui occupent les première et deuxième couches. Deux électrons remplissent l'orbitale 1s, et le troisième électron remplit ensuite l'orbitale 2s. Sa configuration électronique est 1s 2 2s 1 . Le néon (Ne), quant à lui, a un total de dix électrons : deux sont dans son orbitale 1s la plus interne et huit remplissent sa deuxième couche (deux chacun dans les orbitales 2s et trois p). C'est donc un gaz inerte et énergétiquement stable : il forme rarement une liaison chimique avec d'autres atomes.

    Schéma des orbitales S et PLes sous-coques s ont la forme de sphères. Les coquilles principales 1n et 2n ont une orbitale s, mais la taille de la sphère est plus grande dans l'orbitale 2n. Chaque sphère est une seule orbitale. Les sous-coquilles p sont composées de trois orbitales en forme d'haltère. Le shell principal 2n a un sous-shell p, mais pas le shell 1.


    Orbitales atomiques

    Les électrons dans l'enveloppe extérieure partiellement remplie (ou les enveloppes) déterminent les propriétés chimiques de l'atome qu'on appelle l'enveloppe de valence. Chaque coque se compose d'une ou plusieurs sous-couches, et chaque sous-couche se compose d'une ou plusieurs orbitales atomiques.

    Les propriétés d'un atome dépendent en définitive du nombre d'électrons dans les différentes orbitales, et de la charge nucléaire qui détermine la compacité des orbitales. Afin de relier les propriétés des éléments à leurs emplacements dans le tableau périodique, il est souvent pratique d'utiliser une vue simplifiée de l'atome dans lequel le noyau est entouré d'une ou plusieurs coquilles sphériques concentriques, dont chacune se compose des orbitales de nombre quantique les plus élevées qui contiennent au moins un électron, ce sont des orbitales s et p et peuvent inclure des orbitales d ou f, qui dépendent de l'atome. Le modèle de coquille, comme tout modèle scientifique, est moins une description du monde qu'une façon simplifiée de le regarder qui nous aide à comprendre et à corréler divers phénomènes.

    Nous allons examiner plusieurs visualisations du tableau périodique. Mais d'abord, il serait instructif de voir comment il est construit d'un point de vue logique. Le tableau d'aujourd'hui est le résultat d'un effort continu de plus de 100 ans d'observation, de mesure, de prédiction et de preuve des relations entre les phénomènes chimiques et physiques et les configurations et charges électroniques.


    La phase des orbitales

    Lors de la construction d'orbitales moléculaires, la phase de rapprochement des deux orbitales crée des orbitales de liaison et anti-liaison.

    Objectifs d'apprentissage

    Décrire comment les orbitales atomiques se combinent pour former des orbitales moléculaires.

    Points clés à retenir

    Points clés

    • L'électron, étant une particule quantique, ne peut pas avoir un emplacement distinct, mais l'orbite de l'électron peut être définie comme la région de l'espace autour du noyau dans laquelle le seuil de probabilité mathématique de trouver l'électron dépasse une valeur arbitraire, telle que 90% ou 99%.
    • Les orbitales sont simplement des fonctions mathématiques qui décrivent des modèles d'ondes stationnaires particuliers qui peuvent être tracés sur un graphique mais n'ont aucune réalité physique.
    • Deux orbitales atomiques peuvent se chevaucher de deux manières en fonction de leur relation de phase. La phase d'une orbitale est une conséquence directe des propriétés ondulatoires des électrons.

    Mots clés

    • orbitale moléculaire: Le comportement en mécanique quantique d'un électron dans une molécule décrivant la probabilité que l'électron occupe une position et une énergie particulières, qui est approximée par une combinaison linéaire d'orbitales atomiques.
    • phase: Any one point or portion in a recurring series of changes, as in the changes of motion of one of the particles constituting a wave or vibration one portion of a series of such changes, in distinction from a contrasted portion, as the portion on one side of a position of equilibrium, in contrast with that on the opposite side.

    Defining Electron Orbitals

    The electron is a quantum particle and cannot have a distinct location, but the electron’s orbital can be defined as the region of space around the nucleus in which the probability of finding the electron exceeds some arbitrary threshold value, such as 90% or 99%.

    Because of the wave-like character of matter, the orbital corresponds to a standing-wave pattern in 3-dimensional space that we can often represent more clearly in a 2-dimensional cross section. The quantity that is varying (“waving”) is a number denoted by ψ (psi), whose value varies from point to point according to the wavefunction for that particular orbital.

    Orbitals of all types are simply mathematical functions that describe particular standing-wave patterns that can be plotted on a graph but have no physical reality of their own. Because of their wavelike nature, two or more orbitals (i.e., two or more functions ψ) can be combined both in-phase and out-of-phase to yield a pair of resultant orbitals that, to be useful, must have squares that describe actual electron distributions in the atom or molecule.

    Molecular Orbitals and Their Phases

    When combining orbitals to describe a bonding interaction between two species, the symmetry requirements for the system dictate that the two starting orbitals must make two new orbitals. One orbital, based on in-phase mixing of the orbitals, will be lower in energy and termed bonding. Another orbital, based on out-of-phase mixing of the orbitals, will be higher in energy and termed anti-bonding.

    Hydrogen molecular orbitals: The dots here represent electrons. The in-phase combination of the s orbitals from the two hydrogen atoms provides a bonding orbital that is filled, whereas the out-of-phase combination provides an anti-bonding orbital that remains unfilled.

    Orbitals that Overlap

    Two atomic orbitals can overlap in two ways depending on their phase relationship. The phase of an orbital is a direct consequence of the wave-like properties of electrons. In graphical representations of orbitals, orbital phase is depicted either by a plus or minus sign (which have no relationship to electric charge) or by shading one lobe. The sign of the phase itself does not have physical meaning except when mixing orbitals to form molecular orbitals.

    Constructive Overlap

    Two same-sign orbitals have a constructive overlap forming a molecular orbital with the bulk of the electron density located between the two nuclei. This molecular orbital is called the bonding orbital and its energy is lower than that of the original atomic orbitals. A bond involving molecular orbitals that are symmetric with respect to rotation around the bond axis is called a sigma bond (σ-bond). If the phase changes, the bond becomes a pi bond (π-bond). Symmetry labels are further defined by whether the orbital maintains its original character after an inversion about its center if it does, it is defined gerade (g), German for “straight.” If the orbital does not maintain its original character, it is ungerade (u), German for “odd.”

    Destructive Overlap

    Atomic orbitals can also interact with each other out-of-phase, which leads to destructive cancellation and no electron density between the two nuclei at the so-called nodal plane depicted as a perpendicular dashed line. In this anti-bonding molecular orbital with energy much higher than the original atomic orbitals, any electrons present are located in lobes pointing away from the central internuclear axis. For a corresponding σ-bonding orbital, such an orbital would be symmetrical but differentiated from it by an asterisk, as in σ*. For a π-bond, corresponding bonding and antibonding orbitals would not have such symmetry around the bond axis and would be designated π and π*, respectively.

    Two p-orbitals forming a π-bond: If two parallel p-orbitals experience sideways overlap on adjacent atoms in a molecule, then a double or triple bond can develop. Although the π-bond is not as strong as the original σ-bond, its strength is added to the existing single bond.

    P-orbital overlap is less than head-on overlap between two s orbitals in a σ-bond due to orbital orientation. This makes the π-bond a weaker bond than the original σ-bond that connects two neighboring atoms however the fact that its strength is added to the underlying σ-bond bond makes for a stronger overall linkage. Electrons in π-bonds are often referred to as π- electrons. They limit rotational freedom about the double bond because a parallel orientation of the p-orbitals must be preserved to maintain the double or triple bond.


    Electron Configuration

    Many-electron atoms

    For many-electron atoms, as we have already mentioned, SE cannot be solved analytically because of the electron–electron interaction. The starting point is to ignore this part of the Hamiltonian. This leads to the orbital approximation ou la independent electron model. The multielectron wave function is approximated as a product of one-electron wave functions, orbitals. This product is called electron configuration . Each electron is described with its own, hydrogen-like orbital, obtained from its own SE (obviously with modified nuclear charge Z). What we have learned in previous subsections is that the lowest energy solution of the one-electron SE is 1s orbital. Would that mean that in the ground state of a multielectron atom, all electrons are going to be described by their 1s orbitals? Obviously, this is not correct. We know that independent electrons are not really independent. It is impossible that two electrons are in the same place. Remember, electrons are moving in four-dimensional space (spatial+spin), but their position is not known exactly. Instead of the particle’s position, we need to think of electrons as waves described completely by the set of four quantum numbers. Thus two electrons cannot have all four quantum numbers identical. C'est Pauli’s exclusion principle. Another way of stating this is that each orbital can accommodate up to two electrons (with “opposite spins,” i.e., one α, the other β). The last expression is commonly used while speaking about electron configuration. It may also look convenient to draw the configurations either in boxes or as line/arrow diagrams. It is also common to use an expression like “there are two electrons in d orbital,” or “1s orbital is occupied by two electrons.” However, never forget that an orbital (spin–orbital), by definition, is a one-electron wave function—it describes one, and only one electron. And strictly speaking, one cannot “put an electron in,” and an orbital cannot “accommodate an electron.” Again, orbitals are one-electron wave functions, described by four quantum numbers, used to approximate the multielectron wave function ( Autschbach, 2012 ). All the statements above are, of course, completely valid, but only if we are aware of their true meaning.

    We need to admit that the orbital approximation is very crude. Electron–electron interactions cannot be so small to be neglected. But there is a simple way our model can be improved, while still ignoring electron–electron repulsion explicitly. An electron in a multielectron atom can be considered as moving in the effective field created by the nucleus and all the other electrons. That means that the electron is “feeling” the nuclear charge, but it is reduced due to the presence of other electrons. Thus electron–electron repulsion is mimicked by the so-called electron shielding. The electrons with different m et je quantum numbers will be shielded differently, that is, will feel different effective nuclear charge, Zeff. This points to one important difference compared to the hydrogen atom—the energy of the orbitals will depend both on m (as in the H-atom case), but also on je quantum number. Thus the degeneracy of s, p, d levels with the same m is removed. However, we still use the orbital approximation. The electron configuration is symbolically written as the product of all the “occupied” subshells, with a superscript indicating the number of electrons “in” it. A maximum number of electrons in each subshell is given by its degeneracy, 2(2je+1). For example, the ground state of He-atom is described as 1s 2 , of Li-atom 1s 2 2s 1 , of O-atom 1s 2 2s 2 2p 4 . Zeff can be determined by a set of semiempirical rules. More often it is a variable which can systematically improve an initial approximate wave function by the means of the variational calculations.

    To understand the effect of shielding we refer to Fig. 2.2 , which depicts the radial distributions of H-like orbitals. The angular wave function of each orbital is still described by spherical harmonics. While the radial part in the multielectron system will be different, the qualitative picture will still hold. Because of the higher nuclear charge (Zeff>1) nucleus will more strongly attract electrons, and the region of maximum probability density will be closer to the nucleus. The maximum radial probability of orbitals with the same m is still on a similar distance from the nucleus regardless of different je values. The shell model of an atom gives rough features of the electron density of an atom. Within each shell, a finer picture is provided by the subshells. Electrons with lower m are closer to the nucleus. They are tightly bound to the nucleus because they are only slightly shielded from the full nuclear charge. However, these electrons will reduce the average charge of the nucleus experienced by the electrons in orbitals with higher m. Thus similarly to the H-atom, energy will be higher for orbitals with higher m. Let us now try to understand why the orbitals with the same m but different je will be shielded differently. Let us think about 2s and 2p orbitals. In the one-electron system, 2s and 2p orbitals are degenerate. 2s orbital will have higher kinetic energy in the radial part of the wave function (one radial node), but 2p orbital will have higher kinetic energy in angular part (one angular node), and the total energy will be the same in both cases (as it depends only on m). But what happens in a multielectron atom, for example, in configurations 1s 2 2s 1 or 1s 2 2p 1 , which one would have lower energy? If we look into radial distributions of 2s and 2p orbitals ( Fig. 2.2 ), we see that 2s electron is, on average, slightly further away from the nucleus than a 2p electron. From that, naively, we could expect that energy of 2s electron will be higher than that of the 2p electron. But at the same time, the maximum of the 2p distribution is closer to the region occupied by the 1s electrons. Therefore 1s and 2p electrons are, on average, closer together than the 1s and 2s electrons. Consequently, the 1s and 2p electrons will repel each other more than 1s and 2s electrons ( Cooksy, 2014 ). Here, we are approximating the electron–electron repulsion by shielding, so 2p orbitals will be more shielded than 2s, and 2s orbital will have lower energy. Similar reasoning could be applied for 3s, 3p, and 3d orbitals. Within each subshell, 2(2je+1) degeneracy is not removed. The energy order of orbitals in the ground state of multielectron atoms is typically 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, (3d, 4s), 4p… The order of 3d and 4s orbitals will depend on atoms as they lie close in energy. Constructing the electron configuration is typically based on the Aufbau principle. The orbitals are arranged by increasing energy, and electrons are added one by one, according to this energy order, subject to the Pauli exclusion principle. A maximum of two electrons can be assigned to one orbital, and if so, then they will have paired spins. So far, we have not talked too much about the spin, but there is an additional rule that is accounted for during this build-up principle. When more than one orbital is available for occupation, which happens due to the degeneracies of subshells, electrons occupy separate orbitals (with different mje values) before entering an already half-occupied orbital. Doing so, they will have parallel spins (e.g., both with α spin). This Hund’s rule of maximum multiplicity is obviously important only if we care about the occupation of orbitals with the same je value. For example, O-atom’s configuration, 1s 2 2s 2 2p 4 , can be written as 1 s 2 2 s 2 2 p x 2 2 p y 1 2 p z 1 , where the last two electrons are both α spin, and px, poui, pz indicates three electrons with mje values −1, 0, +1, respectively. Qualitatively, occupying two different degenerate orbitals gives them a greater spatial separation, hence lower energy. Maximum spin is related to the effects of so-called spin correlation, which will be discussed shortly later. However, in the orbital approximation, all different occupations of subshells, microstates, are still degenerate. Specification of subshell occupation in electron configuration imitates the real ground state of atoms, with explicit electron–electron repulsion. Completely filled shells are tightly bound to the nucleus and these electrons are called core electrons. Electrons in partially filled shells are valence electrons and are further away from the nucleus. As explained, core electrons shield valence ones from the nucleus. Core electrons usually do not contribute to the chemistry of atoms. Chemistry is often related mainly to the properties of valence electrons.

    Periodic system of elements

    The electron configuration of atoms explains the common form of the periodic system of elements ( Fig. 2.3 ). Elements are classified into “blocks” according to the subshell that is being “filled” as the atomic number increases. Each period starts with the elements whose highest energy electrons are in the ms orbital. These are s-elements, with group 1 having ms 1 and group 2 having ms 2 configuration of outermost electrons. The first period has only H and He because with m=1 only s-orbitals are available. The second period will have six more elements, p-block (groups 13–18) elements that will have 2p orbitals occupied, obviously up to 2p 6 . The third period will also have eight elements, because of the occupation of 3s and 3p orbitals. The complications start with the fourth period. Orbital energies depend on Zeff, which is important for the relative order of, for example, 3d and 4s orbitals ( Eugen Schwarz, 2010 Eugen Schwarz and Rich, 2010 ). For K and Ca the order is 4s<3d, thus these two elements belong to the s-block and start the fourth period. However, from Sc on, the order is reversed, and the 3d orbital is lower in energy. The ground state configuration of Sc is however 3d 1 4s 2 . Because the 3d orbital is much more localized than the 4s orbital, the much greater repulsion energy of the two electrons in the 3d orbital is more important than the simple energy order of the orbitals. The total energy of the atom is lower despite populating the higher energy 4s orbital. The same reasoning is generally true for atoms Sc to Zn, and first-row d-block elements in the periodic system typically have valence electron configuration 3d m 4s 2 . Exceptions are Cr (3d 5 4s 1 ) and Cu (3d 10 4s 1 ). A similar trend is observed in the fifth period. In the sixth period, filling 4f orbitals generates the f-block, rare earth elements. The energies of the 4f, 5d, and 6s orbitals are comparable, and true electronic configuration must be deduced considering effects that go beyond the one-electron picture. The ground state of cations is obtained by removing electrons from neutral atom configuration. In 3d metal cations that means removing electrons first from the 4s orbitals. Electronic configuration of TM cations, d m , is the starting point of the LF approach for understanding the properties of coordination compounds (see details in the Ligand field theory section, as well as a discussion related to the oxidation states and using ionic configuration in complexes in the previous edition of this book Neese, 2013 ).

    Figure 2.3 . Periodic system of elements.

    We see that electronic configuration alone is not enough to describe the ground states of atoms. The true ground state is the state of lowest energy and needs to have included other effects, most notably electron–electron repulsion. Thus in principle, we cannot use electronic configuration and we must introduce terms. And spectroscopically determined ground electronic configurations are deduced from the transitions between true electronic states (terms).


    Quantum Numbers

    Quantum numbers refer to electrons, so I'll assume you mean the electron number that would correspond with the atomic number of the element. Quantum numbers are basically like an address for electrons, giving us information about the location of an electron from most general to most specific.

    We need to apply the Aufbau principle, Hund's rule and the Pauli exclusion principle to answer this question.

    Quantum numbers are listed in the following order: n, l, #m_l# , #m_s#

    n = principal number - tells us which energy level an electron is in
    l = angular number - tells us which sublevel and electron is in
    #m_l# = magnetic number - tells us which orbital the e- is in
    #m_s# = spin number - tells us if the electron is spin up or spin down

    The quantum numbers for electron 1 (hydrogen) are: 1,0,0,+1/2
    2 (He): 1,0,0,-1/2
    3 (Li): 2,0,0,+1/2
    4 (Be): 2,0,0,-1/2

    There is a lot of info you'll need to understand. - I'll recommend this video to help. Quantum numbers are discussed in the final minute but there is info through the entire video you'll use to determine quantum numbers.

    Zero electrons.
    Electrons don't share all four identical quantum numbers. Each electron has its own set of four quantum numbers. Something similar like people have unique fingerprint. Quantum number "is telling" us everything about electron.