Configuration électronique - Chimie LibreTexts
La configuration électronique d'une espèce atomique (neutres ou ioniques) nous permet de comprendre la forme et l'énergie de ses électrons. De nombreuses règles générales sont prises en considération lors de l'attribution du « emplacement » de l'électron à son état de prospective énergétique, mais ces affectations sont arbitraires et il est toujours incertain auquel l'électron est décrit. La connaissance de la configuration électronique d'une espèce nous donne une meilleure compréhension de sa capacité de liaison. magnétisme et d'autres propriétés chimiques.
introduction
La configuration d'électrons est la notation standard utilisée pour décrire la structure électronique de l'atome. Sous l'approximation orbitale, nous laissons chaque électron occupent une orbite, qui peut être résolu par une seule fonction d'onde. Ce faisant, on obtient trois nombres quantiques (n, l, ml), qui sont les mêmes que ceux obtenus à partir de la résolution de l'équation de Schrodinger pour l'atome d'hydrogène de Bohr. Par conséquent, bon nombre des règles que nous utilisons pour décrire l'adresse de l'électron dans l'atome d'hydrogène peut également être utilisé dans des systèmes impliquant plusieurs électrons. Lors de l'attribution des électrons à orbitals, nous devons suivre un ensemble de trois règles: le principe Aufbau, le principe de Pauli-exclusion, et la règle de Hund.
La fonction d'onde est la solution à la Schröéquation de dinger. En résolvant le Schröéquation de dinger pour l'atome d'hydrogène, on obtient trois nombres quantiques, à savoir le nombre quantique principal (n), le moment cinétique orbital nombre quantique (l), et le nombre quantique magnétique (ml). Il y a un quatrième nombre quantique, appelé le nombre quantique magnétique de spin (ms), qui ne provient pas de résoudre le Schröéquation de dinger. Ensemble, ces quatre nombres quantiques peuvent être utilisés pour décrire la position d'un électron dans l'atome d'hydrogène de Bohr. Ces chiffres peuvent être considérés comme des électrons « Adresse » dans l'atome.
Pour aider à décrire la notation appropriée pour la configuration électronique, il est préférable de le faire par exemple. Pour cet exemple, nous allons utiliser l'atome d'iode. Il y a deux façons dont la configuration électronique peut être écrit:
I: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 5s 2 5p 10 5
I: [Kr] 5s 2 5p 4d 10 5
Dans ces deux types de notations, l'ordre des niveaux d'énergie doit être écrit par l'énergie a augmenté, indiquant le nombre d'électrons dans chaque sous-shell comme un exposant. Dans la notation courte, placer des crochets autour de l'élément de gaz noble précédent, suivie par la couche de valence configuration électronique. Le tableau périodique montre que kyrpton (Kr) est le gaz noble précédent figurant avant l'iode. La configuration de gaz noble encompases les états d'énergie plus faible que les électrons de la couche de valence. Par conséquent, dans ce cas, [Kr] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6.
Nombres quantiques
Principal Quantum Number (n)
Le nombre quantique principal n indique la coque ou le niveau d'énergie dans laquelle l'électron est trouvé. La valeur de n peut être compris entre 1 et n. où n est la valeur de l'enveloppe extérieure contenant un électron. Ce nombre quantique ne peut être positif, non nuls, et des valeurs entières. C'est, n = 1,2,3,4.
Par exemple, un atome d'iode a ses électrons dans la plus externes orbitale 5p. Par conséquent, le nombre quantique principal de l'iode est 5.
Orbital Angular Momentum Quantum Nombre (l)
La quantité de mouvement angulaire orbital nombre quantique, l. indique la sous-couche de l'électron. Vous pouvez également dire la forme de l'orbitale atomique avec ce nombre quantique. Une sous-couche s correspond à l = 0, une sous-couche p = 1, une sous-couche d = 2, une sous-couche f = 3, et ainsi de suite. Ce nombre quantique ne peut être des valeurs positives et entières, même si elle peut prendre une valeur zéro. En général, pour chaque valeur de n, il existe n valeurs de l. En outre, la valeur de L est compris entre 0 et n-1. Par exemple, si n = 3, l = 0,1,2.
Donc, en ce qui concerne l'exemple utilisé ci-dessus, les valeurs de l d'iode pour n = 5 sont l = 0, 1, 2, 3, 4.
Nombre Quantum magnétique (ml de)
Le nombre quantique magnétique, ml. représente les orbitales d'une sous-couche donnée. Pour un l donné. ml peuvent varier de + -l à l. Une sous-couche p (l = 1), par exemple, peut avoir trois orbitales correspondant à ml = -1, 0, +1. En d'autres termes, il définit le px. py et pz orbitales des p sous-couche. (Toutefois, les numéros ml ne correspondent pas nécessairement à une orbitale donnée. Le fait qu'il existe trois orbitales est simplement indicative des trois orbitales p d'une sous-couche). En général, pour un L donné. il y a 2l 1 valeurs possibles pour ml; et dans une coquille n principale, il y a n 2 trouvés dans ce orbitals niveau d'énergie.
En continuant de sortir exemple ci-dessus, les valeurs ml d'iode ml = -4, -3, -2, -1, 0 1, 2, 3, 4. Ceux-ci correspondent arbitrairement aux 5s, 5px. 5PY. 5pz, 4DX 2 -y 2. 4DZ 2. 4dxy. 4dxz. et 4dyz. orbitals
Spin magnétique Quantum Number (ms)
Le nombre quantique magnétique de spin ne peut avoir une valeur de deux +1/2 ou -1/2. La valeur de 1/2 est le nombre quantique de spin, s, qui décrit la rotation de l'électron. En raison de la rotation de l'électron, il génère un champ magnétique. En général, un électron avec un ms = + 1/2 est appelé un électron alpha, et une avec un ms = -1 / 2 est appelé un électron bêta. Aucun deux électrons appariés peuvent avoir la même valeur de spin.
Sur ces quatre nombres quantiques, cependant, Bohr postule que seul le nombre quantique principal, n, détermine l'énergie de l'électron. Par conséquent, les orbitales 3s (L = 0) a la même énergie que le 3p (l = 1) et 3d (l = 2) orbitales, indépendamment d'une différence des valeurs de l. Ce postulat, cependant, ne vaut que pour l'atome d'hydrogène de Bohr ou d'autres atomes d'hydrogène analogues.
Lorsque vous traitez avec des systèmes multi-électrons, nous devons considérer les interactions électron-électron. Par conséquent, le postulat décrit précédemment se décompose en ce que l'énergie de l'électron est maintenant déterminé à la fois par le nombre quantique principal, n, et la quantité de mouvement angulaire orbital nombre quantique, l. Bien que l'équation de Schrödinger pour les atomes à plusieurs électrons est extrêmement difficile à résoudre mathématiquement, nous pouvons encore décrire leurs structures électroniques via des configurations d'électrons.
Règles de configuration électronique générales
nombre de orbitals
nombre total d'électrons possibles dans chaque orbitale
En utilisant notre exemple, l'iode, encore une fois, on voit sur le tableau périodique que son numéro atomique est 53 (ce qui signifie qu'il contient 53 électrons dans son état neutre). Sa configuration électronique complète est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5. Si vous additionnez tous ces électrons, vous verrez qu'il ajoute jusqu'à 53 électrons. Notez que chaque sous-shell ne peut contenir que la quantité maximum d'électrons comme indiqué dans le tableau ci-dessus.
Aufbau Principe
Le mot « Aufbau » est l'allemand pour « construire ». Le principe Aufbau. également appelé le principe bâtiment, Les Etats qui occupent des électrons orbitales de l'ordre de l'énergie croissante. L'ordre d'occupation est la suivante:
Une autre façon de voir l'ordre croissant de l'énergie est en utilisant la règle de Madelung:
Figure 1. Règle de Madelung est une généralisation simple qui
dicte dans quel ordre les électrons doivent être remplis dans la
orbitals, mais il y a des exceptions telles que
le cuivre et le chrome.
Cet ordre d'occupation représente à peu près le niveau d'énergie croissante des orbitales. Par conséquent, les électrons occupent les orbitales de telle sorte que l'énergie est maintenue à un minimum. Autrement dit, les 7s, 5f, 6d, 7p sous-couches ne seront pas remplis d'électrons à moins que les orbitales d'énergie plus faible, 1s à 6p, sont déjà pleinement occupés. En outre, il est important de noter que même si l'énergie de l'a montré mathématiquement orbitale 3d être inférieure à celle de l'orbitale 4s, les électrons occupent les 4 s orbitale premier avant l'orbitale 3d. Cette observation peut être attribuée au fait que les électrons 3d sont plus susceptibles de se trouver plus près du noyau; Par conséquent, ils se repoussent plus fortement. Néanmoins, se souvenant de l'ordre des énergies orbitales, et donc l'attribution des électrons à orbitals, peut devenir assez facile lorsqu'elles se rapportent à la table périodique.
Pour comprendre ce principe, considérons l'atome de brome. Du brome (Z = 35), ce qui a 35 électrons, peut être trouvée dans la période 4, du groupe VII du tableau périodique. Puisque le brome a 7 électrons de valence, l'orbitale 4s sera complètement rempli de 2 électrons, et les cinq autres électrons occuperont l'orbitale 4p. D'où la configuration électronique complète ou Étendues de brome en accord avec le principe Aufbau est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5. Si l'on ajoute les exposants, nous obtenons un total de 35 électrons, ce qui confirme que notre la notation est correcte.
Règle de Hund
Règle de Hund indique que lorsque les électrons occupent dégénérés (à savoir mêmes orbitales n et l nombres quantiques), ils doivent d'abord occuper les vides avant deux orbitales les occupant. En outre, les résultats les plus stables de configuration lorsque les spins sont parallèles (à savoir tous les électrons alpha ou bêta) tous les électrons. L'azote, par exemple, a 3 électrons occupant la orbitale 2p. Selon la règle de Hund, ils doivent d'abord occuper chacune des trois orbitales dégénérées p, à savoir la 2px orbitale, 2py orbitale et la 2pz orbitale, et avec des tours parallèles (figure 2). La configuration ci-dessous est incorrecte parce que le troisième électron occupe n'occupe pas le vide 2pz orbital. Au lieu de cela, il occupe la moitié remplie 2px orbitale. Ceci est donc une violation de la règle de Hund (figure 2).
Principe d'exclusion de Pauli
Wolfgang Pauli postule que chaque électron peut être décrite avec un ensemble unique de quatre nombres quantiques. Par conséquent, si deux électrons occupent la même orbite, tels que le 3s orbital, leurs tours doivent être appairés. Bien qu'ils aient le même nombre quantique principal (n = 3), la même quantité de mouvement angulaire orbital nombre quantique (L = 0), et le même nombre magnétique quantique (ml = 0), ils ont différents nombres quantiques magnétique de spin (ms = + 1/2 et ms = -1 / 2).
Configurations électroniques et Anions Cations
La façon dont nous désignons configurations électroniques pour les cations et anions est essentiellement similaire à celle des atomes neutres dans leur état fondamental. Autrement dit, nous suivons les trois règles importantes: Principe de Aufbau, principe de Pauli-exclusion, et la règle de Hund. La configuration électronique de cations est affectée par l'élimination des électrons dans le premier p plus à l'extérieur orbital, suivi par le s orbital et enfin les orbitales d (le cas échéant plus d'électrons doivent être enlevés). Par exemple, la configuration électronique de l'état fondamental de calcium (Z = 20) est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. L'ion calcium (Ca 2+), cependant, a deux électrons moins. Par conséquent, la configuration électronique pour Ca 2+ est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Puisque nous devons prendre une distance de deux électrons, on enlève d'abord les électrons de la couche la plus externe (n = 4). Dans ce cas, tous les 4p sous-couches sont vides; Par conséquent, nous commençons par la suppression de l'orbitale s, qui est le 4s orbital. La configuration électronique pour le Ca 2+ est le même que celui de l'argon, ce qui a 18 électrons. Par conséquent, on peut dire que les deux sont isoélectronique.
La configuration électronique d'anions est attribué en ajoutant des électrons en fonction du bâtiment Aufbau en principe. Nous ajoutons des électrons pour remplir l'orbitale la plus externe qui est occupé, puis ajouter plus d'électrons à l'autre orbite plus élevée. Le chlore atomique neutre (Z = 17), par exemple a 17 électrons. Par conséquent, sa configuration électronique de l'état fondamental peut être écrite comme 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5. L'ion chlorure (Cl -), d'autre part, a un électron supplémentaire pour un total de 18 électrons. Selon le principe de Aufbau, l'électron occupe la sous-couche 3p partiellement rempli d'abord, ce qui rend l'orbite complètement rempli 3p. La configuration électronique pour Cl - peut donc être désigné comme 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Là encore, la configuration électronique pour l'ion chlorure est le même que celui de Ca 2+ et d'argon. Ils sont donc tous isoélectronique les uns aux autres.
1. Lequel des princples expliqué ci-dessus nous dit que les électrons qui sont couplés ne peuvent pas avoir la même valeur de rotation?
2. Trouver les valeurs de n, l. ml. et ms pour ce qui suit:
3. Quelle est une combinaison possible pour les nombres quantiques de la 5j orbitale? Donner un exemple d'un élément qui a la 5j orbitale comme il est le plus orbital externe.