Configuration électronique de létat fondamental des atomes et des ions gazeux isolés

Vous devez être familier avec la structure d’un atome. Dans la structure d'un atome, les électrons sont disposés en niveaux d'énergie ou couches, autour du noyau d'un atome. À mesure que le nombre d’électrons augmente, le nombre de couches autour du noyau augmente également. La couche la plus proche du noyau représente le niveau d’énergie le plus bas. Combien d'électrons peuvent être remplis dans chaque couche ? On peut le connaître par la formule 2n². n représente le numéro de la coquille où n est 1, 2, 3, 4 et ainsi de suite.

Les électrons sont remplis d’abord dans le niveau d’énergie le plus bas, puis dans les niveaux d’énergie supérieurs, et ainsi de suite. Chaque coquille possède en outre des sous-coques représentées par s, p, d et f. Les sous-couches s, p, d et f contiennent respectivement 2, 6, 10 et 14 électrons.

De plus, dans chaque sous-couche, des orbitales sont présentes. Un maximum de 2 électrons peuvent être remplis dans une orbitale. Étant donné que dans chaque orbitale, un maximum de 2 électrons peuvent être occupés, nous pouvons calculer la capacité de rétention d'électrons de chaque sous-couche. Nous le faisons en multipliant le nombre d’orbitales dans chaque sous-couche par 2. Dans ce cas, la sous-couche s peut avoir 2 électrons, la sous-couche p peut avoir 6 électrons, la sous-couche d peut avoir 10 électrons et la sous-couche f peut avoir 14 électrons.

Le principe d'Aufbau est basé sur l'énergie des orbitales ou des sous-couches et selon le principe selon lequel les électrons remplissent d'abord les niveaux d'énergie inférieurs. Le remplissage des électrons se produit dans l'ordre croissant de l'énergie des orbitales. Comment savons-nous quelle orbitale a l’énergie la plus faible ou la plus élevée ? Pour cela, nous devons nous familiariser avec la formule (n+ l). Ici n est le nombre quantique principal qui représente le numéro de la couche. l est le nombre quantique orbital dont la valeur est donnée par l=n-1. L'orbitale avec la plus petite valeur de n + l sera remplie en premier. Nous pouvons également prédire l’ordre croissant d’énergie des orbitales, comme le montre cette illustration. 1ssera rempli en premier en raison de son énergie la plus faible. Alors 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7set ainsi de suite sera rempli selon l'ordre croissant d'énergie des orbitales. Le principe d'Aufbau ne s'applique pas aux systèmes à un seul électron tels que l'atome d'hydrogène, He+et Li+2ions.

Après avoir compris l'ordre d'énergie des orbitales, nous nous dirigeons vers la règle de Hund. Cette règle est basée sur l’appariement des électrons. Chaque orbitale peut avoir 2 électrons, comme on le voit dans l'orbitale s. Selon cette règle, les électrons préfèrent rester non appariés autant que possible. Les électrons d'une sous-couche ne sont appariés que lorsque toutes les orbitales d'une sous-couche sont à moitié remplies de spin parallèle.

Le principe d'exclusion de Pauli nous explique comment 2 électrons peuvent être correctement remplis dans une orbitale. Selon ce principe, chaque orbitale peut accueillir 2 électrons de spin opposé. Deux électrons dans une orbitale n’auront pas le même ensemble de quatre nombres quantiques.

Le spin de l'électron est représenté par le nombre quantique de spin. -1/2 représente la rotation vers le bas ou dans le sens inverse des aiguilles d'une montre et +1/2 représente la rotation vers le haut ou dans le sens des aiguilles d'une montre.

Prenons l’exemple du calcium et appliquons tous les principes et règles pour remplir les électrons. Le numéro atomique du calcium est 20. Par conséquent, la configuration électronique du calcium sera 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². Les deux premiers électrons du calcium s'inscriront dans l'orbitale 1s. Les 2 électrons suivants pour le calcium s'insèrent dans le 2sorbitale. Alors 2p, 3s, 3pet 4sles orbitales sont remplies en appliquant tous les principes.

L’ordre croissant des sous-niveaux d’énergie est illustré comme indiqué.

Nous avons obtenu l'ordre de niveau d'énergie croissant par la formule n+l. Maintenant, si nous représentons cet ordre dans l’ordre croissant, il peut être représenté comme indiqué.

L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour retirer un électron de la couche la plus externe ou de la couche de valence d'un atome. La première énergie d’ionisation est l’énergie nécessaire pour retirer le premier électron de la couche de valence. Il est inversement proportionnel au rayon d'un atome. Plus le rayon est grand, plus son énergie d'ionisation sera faible. C’est parce que les électrons de valence seront loin du noyau. Il sera donc facile d’éliminer des électrons car cela nécessitera moins d’énergie.

L'énergie d'ionisation augmente le long d'une période du tableau périodique. Cela est dû au fait que le rayon atomique diminue le long d'une période du tableau périodique en raison d'un nombre constant de couches, et que la charge nucléaire augmente. L'hélium, le néon et l'argon ont des couches de valence complètes. Pour cette raison, il est difficile de leur retirer des électrons. En fait, ils ont les énergies d’ionisation les plus élevées.

Le lithium, le sodium et le potassium ont les énergies d’ionisation les plus faibles en raison de la présence d’un seul électron dans leur couche la plus externe. Les atomes ayant 1 ou 2 électrons dans leur couche de valence sont faciles à éliminer. Par conséquent, leur énergie d’ionisation est plus petite. Tous les atomes ayant plus d’électrons dans leur couche de valence ont besoin de plus d’énergie pour éliminer des électrons.

Discutons de la stabilité supplémentaire des sous-couches d5 et d10. Une sous-couche d entièrement remplie ou exactement à moitié remplie est particulièrement stable. Pour obtenir cette stabilité, un atome ou un ion ayant 1 électron court en d5 ou d10 fait ce qui suit. Il déplace un électron de la sous-couche s de plus haute énergie vers la sous-couche d non remplie. Une orbitale d à moitié remplie et une orbitale d entièrement remplie ont la même énergie. Par conséquent, on les considère comme des orbitales dégénérées.

En raison de la même énergie des orbitales et de la distribution symétrique des électrons, les électrons des différentes orbitales de la même sous-couche échangent leurs positions. À cause de cet échange, une certaine quantité de cette énergie, que nous appelons énergie d’échange, est libérée. Cela rend l’atome plus stable. Ainsi, les orbitales à moitié remplies et entièrement remplies sont plus stables.

Leur stabilité est due à l’échange d’énergie et à la symétrie. Ces orbitales sont plus symétriques que toute autre configuration, ce qui conduit à une plus grande stabilité. Par exemple, le chrome est un élément chimique dont le symbole est Cr et le numéro atomique est 24. Nous pouvons écrire sa configuration électronique comme 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s². Mais cette configuration électronique est incorrecte en raison de l’instabilité de l’orbitale 3D.

Les sous-coques à moitié remplies et entièrement remplies présentent une stabilité supplémentaire. Par conséquent, l’un des 4s²les électrons sautent vers le 3d⁴orbital pour le faire 3d⁵, qui est à moitié rempli. Cela nous donne la configuration correcte comme, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹.

Nous allons maintenant discuter des anomalies des groupes 2, 3, 5 et 6. Un comportement anormal est montré par le premier membre du groupe. Chaque premier membre diffère en termes de propriétés et présente souvent une relation diagonale avec d’autres éléments de tout autre groupe. Chez les membres du groupe 2le béryllium présente un comportement anormal par rapport aux autres membres. Il montre également une relation diagonale avec l'aluminium. Chez les membres du groupe 3, le bore présente des propriétés particulières par rapport aux autres éléments de la famille. Il montre une relation diagonale avec le silicium.

Le groupe 2A du tableau périodique est celui des métaux alcalino-terreux. Il s’agit du béryllium, du magnésium, du calcium, du strontium, du baryum et du radium. Le groupe 3A du tableau périodique comprend le métalloïde bore, ainsi que les métaux aluminium, gallium, indium et thalliumLe groupe 5A du tableau périodique comprend les pnictogen. Il s'agit des non-métaux azote et phosphore, des métalloïdes arsenic et antimoine, et du métal bismuth. Le groupe 6A du tableau périodique comprend les chalcogens. Il s'agit des non-métaux oxygène, soufre et sélénium, du métalloïde tellure et du métal polonium.

Le béryllium présente une relation diagonale avec l'aluminium, car le rapport charge/taille est le même pour le béryllium et l'aluminium. Comme l'aluminium, le béryllium ne réagit pas avec les acides en raison de la présence d'une couche d'oxyde sur la surface du métal. Comme l'aluminium, les oxydes de béryllium peuvent se dissoudre en excès d'alcali [Be(OH)4]-2. Ces deux éléments forment des oxo-anions dans une base forte. Ces deux composés présentent des ponts de liaison dans leurs hydrures et leurs chlorures. Ils contiennent des oxydes amphotères. Leurs oxydes sont extrêmement rigides avec des points de fusion élevés. Tous les composés du béryllium et certains composés de l'aluminium ont un caractère covalent.

Le bore présente une relation diagonale avec le silicium. Il forme des oxydes acides solides comme celui du silicium. Bien qu'il soit de nature amphotère, l'acide borique est un acide faible comme l'acide silicique. Il s'agit d'une large gamme de borates et de silicates polymères basés sur des atomes d'oxygène partagés entre les liaisons. Ces deux éléments forment des oxydes gazeux. Le comportement anormal de l'azote du groupe 5 montre que l'azote est de nature gazeuse tandis que les autres sont solides. Il a une petite taille et une énergie d'ionisation élevée qui est différente des autres éléments du groupe. La non-disponibilité de l'orbitale d dans la couche de valence et sa capacité à former des liaisons pi-pi avec elle-même la rendent anormale dans la nature. Il est diatomique tandis que d'autres sont tétratomiques. En raison de l’absence d’orbitale d, il ne forme pas de liaisons de coordination.

Nous allons maintenant discuter du comportement anormal de l’oxygène du groupe 6. L'oxygène a une taille plus petite que les autres membres du groupe 6. Il présente une électronégativité élevée et l'absence d'orbitale d dans la couche de valence. C'est un non-métal et un gaz tandis que d'autres sont solides à température ambiante. Il forme plusieurs liaisons pi-pi avec des éléments de taille similaire. L'oxygène est paramagnétique tandis que d'autres sont de nature diamagnétique. Il forme une forte liaison hydrogène dans H2O qui n'est pas disponible dans H2S.

Un comportement anormal peut être dû aux raisons suivantes. Les éléments présentant un comportement anormal ont une petite taille par rapport aux autres membres de leur groupe. Ils présentent également une électronégativité et une énergie d’ionisation élevées par rapport aux autres membres du groupe. Ils ont un rapport charge/rayon élevé en raison de leur petite taille et de leur énergie d'ionisation élevée. Ils n'ont pas d'orbitales d dans leur couche de valence. C’est pourquoi ils présentent un comportement anormal.