Passeport électronique de l'atome. Comment composer la formule électronique d'un élément chimique en chimie inorganique

    La tâche consistant à compiler une formule électronique pour un élément chimique n’est pas des plus simples.

    Ainsi, l'algorithme de compilation des formules électroniques d'éléments est le suivant :

    • Nous écrivons d’abord le signe chimique. élément, où en bas à gauche du panneau nous indiquons son numéro de série.
    • Ensuite, par le numéro de la période (à partir de laquelle l'élément), nous déterminons le nombre de niveaux d'énergie et dessinons un tel nombre d'arcs à côté du signe de l'élément chimique.
    • Ensuite, selon le numéro de groupe, le nombre d’électrons dans le niveau extérieur est écrit sous l’arc.
    • Au 1er niveau, le maximum possible est de 2, au deuxième il y en a déjà 8, au troisième - jusqu'à 18. Nous commençons à mettre des nombres sous les arcs correspondants.
    • Le nombre d’électrons à l’avant-dernier niveau doit être calculé comme suit : le nombre d’électrons déjà attribués est soustrait du numéro de série de l’élément.
    • Il reste à transformer notre schéma en formule électronique:

    Voici les formules électroniques de certains éléments chimiques:

    1. Nous écrivons l'élément chimique et son numéro de série. Le nombre indique le nombre d'électrons dans l'atome.
    2. Faisons une formule. Pour ce faire, vous devez connaître le nombre de niveaux d'énergie, la base de la détermination est le numéro de période de l'élément.
    3. Nous divisons les niveaux en sous-niveaux.

    Ci-dessous, vous pouvez voir un exemple de la façon de composer correctement des formules électroniques d'éléments chimiques.

    • Vous devez créer des formules électroniques d'éléments chimiques de cette manière : vous devez regarder le numéro de l'élément dans le tableau périodique, découvrant ainsi combien d'électrons il possède. Ensuite, vous devez connaître le nombre de niveaux, qui est égal à la période. Ensuite les sous-niveaux sont écrits et remplis :

    Tout d’abord, vous devez déterminer le nombre d’atomes selon le tableau périodique.

    Pour compiler la formule électronique, vous aurez besoin du système périodique de Mendeleïev. Trouvez-y votre élément chimique et regardez la période - elle sera égale au nombre de niveaux d'énergie. Le numéro de groupe correspondra numériquement au nombre d'électrons du dernier niveau. Le nombre d'un élément sera quantitativement égal au nombre de ses électrons. Il faut aussi clairement savoir que le premier niveau a un maximum de 2 électrons, le deuxième - 8 et le troisième - 18.

    Tels sont les points principaux. De plus, sur Internet (y compris notre site Internet), vous pouvez trouver des informations avec une formule électronique toute faite pour chaque élément, afin que vous puissiez vous tester.

    Compiler des formules électroniques d'éléments chimiques est très processus difficile, vous ne pouvez pas vous passer de tableaux spéciaux et vous devez utiliser tout un tas de formules. En bref, pour compiler, vous devez passer par ces étapes :

    Il est nécessaire d'établir un diagramme orbital dans lequel il y aura une idée de la façon dont les électrons diffèrent les uns des autres. Le diagramme met en évidence les orbitales et les électrons.

    Les électrons sont remplis par niveaux, de bas en haut, et comportent plusieurs sous-niveaux.

    Nous découvrons donc d’abord le nombre total d’électrons d’un atome donné.

    Nous remplissons la formule selon un certain schéma et l'écrivons - ce sera la formule électronique.

    Par exemple, pour l’azote, cette formule ressemble à ceci, nous traitons d’abord des électrons :

    Et notez la formule :

    Comprendre le principe de compilation de la formule électronique d'un élément chimique, vous devez d’abord déterminer le nombre total d’électrons dans un atome par le nombre indiqué dans le tableau périodique. Après cela, vous devez déterminer le nombre de niveaux d'énergie, en prenant comme base le numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément.

    Les niveaux sont ensuite décomposés en sous-niveaux, remplis d'électrons sur la base du principe de la moindre énergie.

    Vous pouvez vérifier l’exactitude de votre raisonnement en regardant par exemple ici.

    En composant la formule électronique d'un élément chimique, vous pouvez découvrir combien d'électrons et de couches d'électrons se trouvent dans un atome particulier, ainsi que l'ordre de leur répartition entre les couches.

    Tout d’abord, on détermine le numéro atomique de l’élément selon le tableau périodique ; il correspond au nombre d’électrons. Le nombre de couches électroniques indique le numéro de période et le nombre d'électrons dans la dernière couche de l'atome correspond au numéro de groupe.

    • nous remplissons d'abord le sous-niveau s, puis les sous-niveaux p-, d- b f ;
    • selon la règle de Klechkovsky, les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d'énergie de ces orbitales ;
    • selon la règle de Hund, les électrons d'un sous-niveau occupent les orbitales libres une à la fois, puis forment des paires ;
    • Selon le principe de Pauli, il n’y a pas plus de 2 électrons sur une orbitale.

  • La formule électronique d'un élément chimique montre combien de couches électroniques et combien d'électrons sont contenus dans l'atome et comment ils sont répartis entre les couches.

    Pour composer la formule électronique d'un élément chimique, vous devez consulter le tableau périodique et utiliser les informations obtenues pour de cet élément. Le numéro atomique d'un élément du tableau périodique correspond au nombre d'électrons dans un atome. Le nombre de couches électroniques correspond au numéro de période, le nombre d'électrons dans la dernière couche électronique correspond au numéro de groupe.

    Il faut se rappeler que la première couche contient un maximum de 2 électrons 1s2, la seconde - un maximum de 8 (deux s et six p : 2s2 2p6), la troisième - un maximum de 18 (deux s, six p et dix d : 3s2 3p6 3d10).

    Par exemple, la formule électronique du carbone : C 1s2 2s2 2p2 (numéro de série 6, numéro de période 2, numéro de groupe 4).

    Formule électronique pour le sodium : Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numéro de série 11, numéro de période 3, numéro de groupe 1).

    Pour vérifier si la formule électronique est écrite correctement, vous pouvez consulter le site www.alhimikov.net.

    À première vue, compiler une formule électronique pour les éléments chimiques peut sembler une tâche assez compliquée, mais tout deviendra clair si vous respectez le schéma suivant :

    • nous écrivons d'abord les orbitales
    • Nous insérons des nombres devant les orbitales qui indiquent le numéro du niveau d'énergie. N'oubliez pas la formule pour déterminer le nombre maximum d'électrons au niveau d'énergie : N=2n2

    Comment connaître le nombre de niveaux d’énergie ? Il suffit de regarder le tableau périodique : ce nombre est égal au numéro de la période dans laquelle se situe l'élément.

    • Au-dessus de l'icône orbitale, nous écrivons un nombre qui indique le nombre d'électrons qui se trouvent dans cette orbitale.

    Par exemple, la formule électronique du scandium ressemblera à ceci.

>> Chimie : Configurations électroniques atomes d'éléments chimiques

Le physicien suisse W. Pauli a établi en 1925 que dans un atome sur une orbitale, il ne peut y avoir plus de deux électrons ayant des spins opposés (antiparallèles) (traduit de l'anglais par « fuseau »), c'est-à-dire ayant des propriétés qui peuvent être conventionnellement s'est imaginé comme la rotation d'un électron autour de son axe imaginaire : dans le sens des aiguilles d'une montre ou dans le sens inverse. Ce principe est appelé principe de Pauli.

S'il y a un électron dans l'orbitale, alors il est dit non apparié ; s'il y en a deux, alors ce sont des électrons appariés, c'est-à-dire des électrons avec des spins opposés.

La figure 5 montre un diagramme de la division des niveaux d'énergie en sous-niveaux.

L'orbitale S, comme vous le savez déjà, a une forme sphérique. L'électron de l'atome d'hydrogène (s = 1) est situé dans cette orbitale et n'est pas apparié. Ainsi, sa formule électronique ou configuration électronique s’écrira comme suit : 1s 1. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est indiqué par le chiffre précédant la lettre (1...), Lettre latine désigne un sous-niveau (type d'orbitale), et le nombre qui est écrit en haut à droite de la lettre (sous forme d'exposant) indique le nombre d'électrons dans le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium He, qui possède 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 rare.

Au deuxième niveau d'énergie (n = 2), il y a quatre orbitales : une s et trois p. Les électrons de l'orbitale s du deuxième niveau (orbitales 2s) ont une énergie plus élevée, car ils sont plus éloignés du noyau que les électrons de l'orbitale 1s (n = 2).

En général, pour chaque valeur de n, il existe une orbitale s, mais avec un apport correspondant d’énergie électronique et, par conséquent, avec un diamètre correspondant, augmentant à mesure que la valeur de n augmente.

Le p-Orbital a la forme d’un haltère ou d’un huit tridimensionnel. Les trois orbitales p sont situées dans l’atome, perpendiculairement entre elles le long des coordonnées spatiales tracées à travers le noyau de l’atome. Il convient de souligner une fois de plus que chaque niveau d'énergie (couche électronique), à ​​partir de n = 2, possède trois orbitales p. À mesure que la valeur de n augmente, les électrons occupent des orbitales p situées à de grandes distances du noyau et dirigées le long des axes x, y et z.

Pour les éléments de la deuxième période (n = 2), une orbitale b est d'abord remplie, puis trois orbitales p. Formule électronique 1l : 1s 2 2s 1. L'électron est lié de manière plus lâche au noyau de l'atome, de sorte que l'atome de lithium peut facilement l'abandonner (comme vous vous en souvenez, ce processus est appelé oxydation), se transformant en un ion Li+.

Dans l'atome de béryllium Be 0, le quatrième électron est également situé dans l'orbitale 2s : 1s 2 2s 2. Les deux électrons externes de l'atome de béryllium se détachent facilement - Be 0 est oxydé en cation Be 2+.

Dans l'atome de bore, le cinquième électron occupe l'orbitale 2p : 1s 2 2s 2 2p 1. Ensuite, les atomes C, N, O, E sont remplis d'orbitales 2p, qui se terminent par le gaz rare néon : 1s 2 2s 2 2p 6.

Pour les éléments de la troisième période, les orbitales Sv et Sr sont remplies respectivement. Cinq orbitales d du troisième niveau restent libres :

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17С11в22822р63р5 ; 18Аг П^Ёр^Зр6.

Parfois, dans les diagrammes illustrant la répartition des électrons dans les atomes, seul le nombre d'électrons à chaque niveau d'énergie est indiqué, c'est-à-dire que des formules électroniques abrégées d'atomes d'éléments chimiques sont écrites, contrairement aux formules électroniques complètes données ci-dessus.

Pour les éléments de grandes périodes (quatrième et cinquième), les deux premiers électrons occupent respectivement les 4ème et 5ème orbitales : 19 K 2, 8, 8, 1 ; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. À partir du troisième élément de chaque période majeure, 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 Tr 2, 8, 14, 2 ; 40Zr 2, 8, 18, 10, 2 ; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. En règle générale, lorsque le sous-niveau d précédent est rempli, le sous-niveau p externe (respectivement 4p et 5p) commencera à se remplir.

Pour les éléments de grandes périodes - le sixième et le septième incomplet - les niveaux et sous-niveaux électroniques sont généralement remplis d'électrons, comme ceci : les deux premiers électrons iront au sous-niveau b externe : 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2 ; 87Gg2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 ; l'électron suivant (pour Na et Ac) au précédent (sous-niveau p : 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 et 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Ensuite, les 14 électrons suivants entreront dans le troisième niveau d’énergie externe dans les orbitales 4f et 5f des lanthanides et des actinides, respectivement.

Ensuite, le deuxième niveau d'énergie externe (sous-niveau d) recommencera à se construire : pour les éléments des sous-groupes latéraux : 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2 ; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - et, enfin, ce n'est qu'une fois que le niveau actuel est complètement rempli de dix électrons que le sous-niveau p externe sera à nouveau rempli :

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Très souvent, la structure des coques électroniques des atomes est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - des formules électroniques dites graphiques sont écrites. 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 l'écriture d'une formule électronique graphique, vous devez vous rappeler deux règles : le principe de Pauli, selon lequel il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une cellule (orbitale), mais avec des spins antiparallèles, et la règle de F. Hund, selon laquelle les électrons occupent des cellules libres (orbitales) et sont situées dans Au début, ils sont un à la fois et ont la même valeur de spin, et alors seulement ils s'apparient, mais les spins seront dirigés de manière opposée selon le principe de Pauli.

En conclusion, considérons à nouveau l'affichage des configurations électroniques des atomes d'éléments selon les périodes du système D.I. Mendeleïev. Les diagrammes de la structure électronique des atomes montrent la répartition des électrons à travers les couches électroniques (niveaux d'énergie).

Dans un atome d’hélium, la première couche électronique est complète : elle contient 2 électrons.

L'hydrogène et l'hélium sont des éléments S ; l'orbitale S 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 e et p de la deuxième couche électronique conformément au principe de moindre énergie (d'abord s-, puis p) et les Pauli et Règles de Hund (tableau 2).

Dans l’atome de néon, la deuxième couche électronique est complète : elle contient 8 électrons.

Tableau 2 Structure des coques électroniques des atomes des éléments de la deuxième période

Fin de tableau. 2

Li, Be - éléments b.

B, C, N, O, F, Ne sont des éléments p ; ces atomes ont des orbitales p remplies d’électrons.

Éléments de la troisième période

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

Tableau 3 Structure des coques électroniques des atomes des éléments de la troisième période

L’atome de magnésium termine son orbitale électronique 3s. Éléments Na et Mg-s.

Un atome d'argon possède 8 électrons dans sa couche externe (troisième couche électronique). En tant que couche externe, elle est complète, 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 sont des éléments p. Les éléments s et p forment les principaux sous-groupes dans Tableau périodique.

Une quatrième couche électronique apparaît dans les atomes de potassium et de calcium, et le sous-niveau 4s est rempli (tableau 4), car il a une énergie inférieure à celle du sous-niveau 3d. Pour simplifier les formules électroniques graphiques des atomes des éléments de la quatrième période : 1) notons la formule électronique graphique conventionnelle de l'argon comme suit :
Ar;

2) nous ne représenterons pas les sous-niveaux qui ne sont pas remplis dans ces atomes.

Tableau 4 Structure des coques électroniques des atomes des éléments de la quatrième période


K, Ca - éléments s inclus dans les principaux sous-groupes. Dans les atomes de Sc à Zn, le 3ème sous-niveau est rempli d'électrons. Ce sont des éléments Zy. Ils sont inclus dans des sous-groupes secondaires, leur couche électronique la plus externe est remplie et ils sont classés comme éléments de transition.

Faites attention à la structure des coques électroniques des atomes de chrome et de cuivre. En eux, il y a une « défaillance » d'un électron du 4ème au 3ème sous-niveau, qui s'explique par la plus grande stabilité énergétique des configurations électroniques résultantes Zd 5 et Zd 10 :

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

Dans les éléments qui suivent le zinc, la quatrième couche électronique, le sous-niveau 4p, continue d'être remplie : les éléments de Ga à Kr sont des éléments p.

L'atome de krypton a une couche externe (quatrième) qui est complète et possède 8 électrons. Mais au total, dans la quatrième couche électronique, comme vous le savez, il peut y avoir 32 électrons ; l'atome de krypton a encore des sous-niveaux 4d et 4f non remplis.

Pour les éléments de la cinquième période, les sous-niveaux sont renseignés dans l'ordre suivant : 5s-> 4d -> 5p. Et il existe aussi des exceptions liées à la « défaillance » des électrons dans 41 Nb, 42 MO, etc.

Dans les sixième et septième périodes, des éléments apparaissent, c'est-à-dire des éléments dans lesquels les sous-niveaux 4f et 5f de la troisième couche électronique extérieure sont respectivement remplis.

Les éléments 4f sont appelés lanthanides.

Les éléments 5f sont appelés actinides.

L'ordre de remplissage des sous-niveaux électroniques dans les atomes des éléments de la sixième période : 55 Сs et 56 Ва - 6s éléments ;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d élément ; 58 Ce - 71 Lu - éléments 4f ; 72 Hf - 80 Hg - 5d éléments ; 81 Tl- 86 Rn - 6p-éléments. Mais ici aussi, il y a des éléments dans lesquels l'ordre de remplissage des orbitales électroniques est « violé », ce qui, par exemple, est associé à une plus grande stabilité énergétique des sous-niveaux f à moitié et complètement remplis, c'est-à-dire nf 7 et nf 14. .

En fonction du dernier sous-niveau de l'atome rempli d'électrons, tous les éléments, comme vous l'avez déjà compris, sont divisés en quatre familles ou blocs électroniques (Fig. 7).

1) s-éléments ; le sous-niveau b du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; les éléments s comprennent l'hydrogène, l'hélium et les éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II ;

2) éléments p ; le sous-niveau p du niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; les éléments p comprennent les éléments des principaux sous-groupes des groupes III-VIII ;

3) éléments d ; le sous-niveau d du niveau pré-externe de l'atome est rempli d'électrons ; Les éléments d comprennent des éléments des sous-groupes secondaires des groupes I à VIII, c'est-à-dire des éléments de décennies plug-in de grandes périodes situées entre les éléments s et p. Ils sont également appelés éléments de transition ;

4) éléments f, le sous-niveau f du troisième niveau externe de l'atome est rempli d'électrons ; ceux-ci incluent les lanthanides et les actinides.

1. Que se passerait-il si le principe de Pauli n’était pas respecté ?

2. Que se passerait-il si la règle de Hund n'était pas suivie ?

3. Faire des schémas de la structure électronique, des formules électroniques et des formules électroniques graphiques des atomes des éléments chimiques suivants : Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Écrivez la formule électronique pour l'élément n° 110 en utilisant le symbole de gaz noble approprié.

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Configuration électronique d'un atome est une formule montrant la disposition des électrons dans un atome par niveaux et sous-niveaux. Après avoir étudié l'article, vous apprendrez où et comment se trouvent les électrons, vous familiariserez avec les nombres quantiques et serez capable de construire la configuration électronique d'un atome par son numéro ; à la fin de l'article se trouve un tableau des éléments.

Pourquoi étudier la configuration électronique des éléments ?

Les atomes sont comme un jeu de construction : il y a un certain nombre de pièces, elles diffèrent les unes des autres, mais deux pièces du même type sont absolument identiques. Mais ce jeu de construction est bien plus intéressant que celui en plastique et voici pourquoi. La configuration change en fonction de qui se trouve à proximité. Par exemple, l'oxygène à côté de l'hydrogène Peut être se transforme en eau, à proximité du sodium, il se transforme en gaz, et à proximité du fer, il le transforme complètement en rouille. Pour répondre à la question de savoir pourquoi cela se produit et prédire le comportement d'un atome à côté d'un autre, il est nécessaire d'étudier la configuration électronique, qui sera discutée ci-dessous.

Combien d’électrons y a-t-il dans un atome ?

Un atome est constitué d'un noyau et d'électrons tournant autour de lui ; le noyau est constitué de protons et de neutrons. A l'état neutre, chaque atome possède un nombre d'électrons égal au nombre de protons dans son noyau. Le nombre de protons est désigné par le numéro atomique de l'élément, par exemple, le soufre a 16 protons - le 16ème élément du tableau périodique. L'or possède 79 protons, le 79ème élément du tableau périodique. En conséquence, le soufre a 16 électrons à l’état neutre et l’or en a 79.

Où chercher un électron ?

En observant le comportement de l'électron, certains modèles ont été dérivés ; ils sont décrits par des nombres quantiques, il y en a quatre au total :

  • Nombre quantique principal
  • Nombre quantique orbital
  • Nombre quantique magnétique
  • Nombre quantique de rotation

Orbital

De plus, au lieu du mot orbite, nous utiliserons le terme « orbitale » ; une orbitale est la fonction d’onde d’un électron ; en gros, c’est la région dans laquelle l’électron passe 90 % de son temps.
N - niveau
L - coque
M l - numéro orbital
M s - premier ou deuxième électron dans l'orbitale

Nombre quantique orbital l

À la suite de l'étude du nuage électronique, ils ont découvert qu'en fonction du niveau d'énergie, le nuage prend quatre formes principales : une balle, des haltères et deux autres, plus complexes. Par ordre d'énergie croissante, ces formes sont appelées coquilles s, p, d et f. Chacune de ces coquilles peut avoir 1 (sur s), 3 (sur p), 5 (sur d) et 7 (sur f) orbitales. Le nombre quantique orbital est la coquille dans laquelle se trouvent les orbitales. Le nombre quantique orbital pour les orbitales s,p,d et f prend respectivement les valeurs 0,1,2 ou 3.

Il y a une orbitale sur la couche s (L=0) - deux électrons
Il y a trois orbitales sur la couche p (L=1) - six électrons
Il y a cinq orbitales sur la couche d (L=2) - dix électrons
Il y a sept orbitales sur la couche f (L=3) - quatorze électrons

Nombre quantique magnétique m l

Il y a trois orbitales sur la p-shell, elles sont désignées par des nombres de -L à +L, c'est-à-dire que pour la p-shell (L=1) il y a les orbitales « -1 », « 0 » et « 1 ». . Le nombre quantique magnétique est désigné par la lettre m l.

À l’intérieur de la coquille, il est plus facile pour les électrons d’être localisés dans différentes orbitales, donc les premiers électrons en remplissent un dans chaque orbitale, puis une paire d’électrons est ajoutée à chacune.

Considérons le d-shell :
La coquille d correspond à la valeur L=2, soit cinq orbitales (-2,-1,0,1 et 2), les cinq premiers électrons remplissent la coquille en prenant les valeurs M l =-2, M l =-1, M l =0 , M l =1,M l =2.

Nombre quantique de spin m s

Le spin est le sens de rotation d'un électron autour de son axe, il y a deux sens, donc le nombre quantique de spin a deux valeurs : +1/2 et -1/2. Un sous-niveau d’énergie ne peut contenir que deux électrons de spins opposés. Le nombre quantique de spin est noté m s

Nombre quantique principal n

Le nombre quantique principal est le niveau d'énergie à ce moment sept niveaux d'énergie sont connus, chacun indiqué par un chiffre arabe : 1,2,3,...7. Le nombre de coques à chaque niveau est égal au numéro du niveau : il y a une coque au premier niveau, deux au deuxième, etc.

Numéro d'électron


Ainsi, tout électron peut être décrit par quatre nombres quantiques, la combinaison de ces nombres est unique pour chaque position de l'électron, prenons le premier électron, le niveau d'énergie le plus bas est N = 1, au premier niveau il y a une coquille, la la première coquille à n'importe quel niveau a la forme d'une boule (s-shell), c'est-à-dire L=0, le nombre quantique magnétique ne peut prendre qu'une seule valeur, M l =0 et le spin sera égal à +1/2. Si nous prenons le cinquième électron (quel que soit l’atome dont il se trouve), alors ses principaux nombres quantiques seront : N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.

Il est écrit sous forme de formules dites électroniques. Dans les formules électroniques, les lettres s, p, d, f désignent les sous-niveaux d'énergie des électrons ; Les chiffres devant les lettres indiquent le niveau d'énergie dans lequel se trouve un électron donné, et l'index en haut à droite est le nombre d'électrons dans un sous-niveau donné. Pour composer la formule électronique d'un atome de n'importe quel élément, il suffit de connaître le numéro de cet élément dans le tableau périodique et de suivre les principes de base qui régissent la répartition des électrons dans l'atome.

La structure de la couche électronique d'un atome peut également être représentée sous la forme d'un diagramme de la disposition des électrons dans les cellules énergétiques.

Pour les atomes de fer, ce schéma a la forme suivante :

Ce diagramme montre clairement la mise en œuvre de la règle de Hund. Au sous-niveau 3D, le nombre maximum de cellules (quatre) est rempli d'électrons non appariés. L'image de la structure de la couche électronique dans un atome sous forme de formules électroniques et sous forme de diagrammes ne reflète pas clairement les propriétés ondulatoires de l'électron.

Le libellé de la loi périodique telle que modifiée OUI. Mendeleïev : les propriétés des corps simples, ainsi que les formes et les propriétés des composés d'éléments, dépendent périodiquement de la grandeur des poids atomiques des éléments.

Formulation moderne de la loi périodique: les propriétés des éléments, ainsi que les formes et propriétés de leurs composés, dépendent périodiquement de l'ampleur de la charge du noyau de leurs atomes.

Ainsi, la charge positive du noyau (plutôt que la masse atomique) s'est avérée être un argument plus précis dont dépendent les propriétés des éléments et de leurs composés.

Valence- C'est le nombre de liaisons chimiques par lesquelles un atome est relié à un autre.
Possibilités valenciennes les atomes sont déterminés par le nombre d’électrons non appariés et la présence d’orbitales atomiques libres au niveau externe. La structure des niveaux d'énergie externes des atomes d'éléments chimiques détermine principalement les propriétés de leurs atomes. Par conséquent, ces niveaux sont appelés niveaux de valence. Les électrons de ces niveaux, et parfois de niveaux pré-externes, peuvent participer à la formation de liaisons chimiques. Ces électrons sont également appelés électrons de valence.

Valence stœchiométriqueélément chimique - c'est le nombre d'équivalents qu'un atome donné peut s'attacher à lui-même, ou le nombre d'équivalents dans un atome.

Les équivalents sont déterminés par le nombre d'atomes d'hydrogène attachés ou substitués, de sorte que la valence stoechiométrique est égale au nombre d'atomes d'hydrogène avec lesquels un atome donné interagit. Mais tous les éléments n’interagissent pas librement, mais presque tous interagissent avec l’oxygène, la valence stoechiométrique peut donc être définie comme deux fois le nombre d’atomes d’oxygène attachés.


Par exemple, la valence stoechiométrique du soufre dans le sulfure d'hydrogène H 2 S est de 2, dans l'oxyde SO 2 - 4, dans l'oxyde SO 3 -6.

Lors de la détermination de la valence stoechiométrique d'un élément à l'aide de la formule d'un composé binaire, il faut être guidé par la règle : la valence totale de tous les atomes d'un élément doit être égale à la valence totale de tous les atomes d'un autre élément.

État d'oxydation Aussi caractérise la composition de la substance et est égale à la valence stoechiométrique avec un signe plus (pour un métal ou un élément plus électropositif de la molécule) ou moins.

1.B substances simples l'état d'oxydation des éléments est nul.

2. L'état d'oxydation du fluor dans tous les composés est -1. Les halogènes restants (chlore, brome, iode) avec les métaux, l'hydrogène et d'autres éléments plus électropositifs ont également un état d'oxydation de -1, mais dans les composés avec des éléments plus électronégatifs, ils ont valeurs positivesétats d'oxydation.

3. L'oxygène dans les composés a un état d'oxydation de -2 ; les exceptions sont le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 et ses dérivés (Na 2 O 2, BaO 2, etc., dans lesquels l'oxygène a un état d'oxydation de -1, ainsi que le fluorure d'oxygène OF 2, dans lequel l'état d'oxydation de l'oxygène est +2.

4. Les éléments alcalins (Li, Na, K, etc.) et les éléments du sous-groupe principal du deuxième groupe du tableau périodique (Be, Mg, Ca, etc.) ont toujours un état d'oxydation égal au numéro de groupe, c'est-à-dire est respectivement +1 et +2.

5. Tous les éléments du troisième groupe, à l'exception du thallium, ont un état d'oxydation constant égal au numéro de groupe, c'est-à-dire +3.

6. L'état d'oxydation le plus élevé d'un élément est égal au numéro de groupe du tableau périodique, et le plus bas est la différence : numéro de groupe - 8. Par exemple, plus haut degré l'oxydation de l'azote (elle se situe dans le cinquième groupe) est de +5 (dans l'acide nitrique et ses sels) et la plus basse est de -3 (dans l'ammoniac et les sels d'ammonium).

7. Les états d'oxydation des éléments d'un composé s'annulent de sorte que leur somme pour tous les atomes d'une molécule ou d'une unité de formule neutre est nulle, et pour un ion, c'est sa charge.

Ces règles peuvent être utilisées pour déterminer l'état d'oxydation inconnu d'un élément dans un composé si les états d'oxydation des autres sont connus, et pour construire des formules pour des composés multi-éléments.

État d'oxydation (nombre d'oxydation) — une valeur conventionnelle auxiliaire pour enregistrer les processus d'oxydation, de réduction et de réactions redox.

Concept état d'oxydation souvent utilisé en chimie inorganique au lieu du concept valence. L'état d'oxydation d'un atome est égal à la valeur numérique charge électrique, attribué à un atome en supposant que les paires d'électrons de liaison sont entièrement biaisées vers des atomes plus électronégatifs (c'est-à-dire en supposant que le composé est constitué uniquement d'ions).

Le nombre d'oxydation correspond au nombre d'électrons qu'il faut ajouter à un ion positif pour le réduire en atome neutre, ou soustraire à un ion négatif pour l'oxyder en atome neutre :

Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)

Les propriétés des éléments, selon la structure de la couche électronique de l'atome, varient selon les périodes et les groupes du système périodique. Étant donné que dans une série d'éléments analogiques, les structures électroniques sont seulement similaires, mais pas identiques, alors lors du passage d'un élément du groupe à un autre, on n'observe pas pour eux une simple répétition de propriétés, mais leur changement naturel plus ou moins clairement exprimé. .

La nature chimique d’un élément est déterminée par la capacité de son atome à perdre ou à gagner des électrons. Cette capacité est quantifiée par les valeurs des énergies d'ionisation et des affinités électroniques.

Énergie d'ionisation (E et) est la quantité minimale d'énergie requise pour l'abstraction et l'élimination complète d'un électron d'un atome en phase gazeuse à T = 0

K sans transfert d'énergie cinétique à l'électron libéré avec transformation de l'atome en un ion chargé positivement : E + Ei = E+ + e-. L'énergie d'ionisation est une quantité positive et présente les valeurs les plus basses pour les atomes de métaux alcalins et les plus élevées pour les atomes de gaz rares.

Affinité électronique (Ee) est l'énergie libérée ou absorbée lorsqu'un électron est ajouté à un atome en phase gazeuse à T = 0

K avec transformation d'un atome en un ion chargé négativement sans transférer d'énergie cinétique à la particule :

E + e- = E- + Ee.

Les halogènes, notamment le fluor, ont l'affinité électronique maximale (Ee = -328 kJ/mol).

Les valeurs de Ei et Ee sont exprimées en kilojoules par mole (kJ/mol) ou en électronvolts par atome (eV).

La capacité d'un atome lié à déplacer les électrons des liaisons chimiques vers lui-même, augmentant ainsi la densité électronique autour de lui, est appelée électronégativité.

Ce concept a été introduit dans la science par L. Pauling. Électronégativitédésigné par le symbole ÷ et caractérise la tendance d'un atome donné à ajouter des électrons lorsqu'il forme une liaison chimique.

Selon R. Maliken, l'électronégativité d'un atome est estimée par la moitié de la somme des énergies d'ionisation et des affinités électroniques des atomes libres = (Ee + Ei)/2

Dans les périodes, il existe une tendance générale à ce que l'énergie d'ionisation et l'électronégativité augmentent avec l'augmentation de la charge du noyau atomique ; dans les groupes, ces valeurs diminuent avec l'augmentation du numéro atomique de l'élément.

Il convient de souligner qu'un élément ne peut pas se voir attribuer une valeur d'électronégativité constante, car elle dépend de nombreux facteurs, notamment de l'état de valence de l'élément, du type de composé dans lequel il est inclus, ainsi que du nombre et du type d'atomes voisins. .

Rayons atomiques et ioniques. La taille des atomes et des ions est déterminée par la taille de la couche électronique. Selon les concepts de la mécanique quantique, la couche électronique n’a pas de limites strictement définies. Par conséquent, le rayon d’un atome ou d’un ion libre peut être considéré comme distance théoriquement calculée du noyau à la position du maximum principal de la densité des nuages ​​​​d'électrons externes. Cette distance est appelée rayon orbital. Dans la pratique, on utilise généralement les rayons des atomes et des ions dans les composés, calculés sur la base de données expérimentales. Dans ce cas, on distingue les rayons covalents et métalliques des atomes.

La dépendance des rayons atomiques et ioniques sur la charge du noyau de l’atome d’un élément est de nature périodique.. Au cours des périodes, à mesure que le numéro atomique augmente, les rayons ont tendance à diminuer. La plus grande diminution est typique des éléments de courtes périodes, puisque leur niveau électronique externe est rempli. Sur de longues périodes dans les familles d'éléments d et f, ce changement est moins brutal, car le remplissage d'électrons se produit dans la couche pré-externe. Dans les sous-groupes, les rayons des atomes et des ions du même type augmentent généralement.

Le système périodique des éléments est un exemple clair de la manifestation de divers types de périodicité dans les propriétés des éléments, qui s'observe horizontalement (dans une période de gauche à droite), verticalement (dans un groupe, par exemple, de haut en bas ), en diagonale, c'est-à-dire certaines propriétés de l'atome augmentent ou diminuent, mais la périodicité demeure.

Dans la période de gauche à droite (→), les propriétés oxydantes et non métalliques des éléments augmentent et les propriétés réductrices et métalliques diminuent. Ainsi, de tous les éléments de la période 3, le sodium sera le métal le plus actif et l'agent réducteur le plus puissant, et le chlore sera l'agent oxydant le plus puissant.

Liaison chimique- Il s'agit de la connexion mutuelle des atomes dans une molécule, ou réseau cristallin, résultant de l'action des forces d'attraction électriques entre les atomes.

Il s’agit de l’interaction de tous les électrons et de tous les noyaux, conduisant à la formation d’un système polyatomique stable (radical, ion moléculaire, molécule, cristal).

Les liaisons chimiques sont réalisées par des électrons de valence. Selon les concepts modernes, une liaison chimique est de nature électronique, mais elle s'effectue de différentes manières. Il existe donc trois principaux types de liaisons chimiques : covalent, ionique, métallique.Se pose entre les molécules liaison hydrogène, et arriver interactions de van der Waals.

Les principales caractéristiques d’une liaison chimique comprennent :

- longueur de connexion - C'est la distance internucléaire entre les atomes chimiquement liés.

Cela dépend de la nature des atomes en interaction et de la multiplicité de la liaison. À mesure que la multiplicité augmente, la longueur de la liaison diminue et, par conséquent, sa résistance augmente ;

- la multiplicité de la liaison est déterminée par le nombre de paires d'électrons reliant deux atomes. À mesure que la multiplicité augmente, l’énergie de liaison augmente ;

- angle de connexion- l'angle entre des lignes droites imaginaires passant par les noyaux de deux atomes voisins chimiquement interconnectés ;

Énergie de liaison E SV - il s'agit de l'énergie libérée lors de la formation d'une liaison donnée et dépensée pour sa rupture, en kJ/mol.

Une liaison covalente - Liaison chimique formée par le partage d’une paire d’électrons entre deux atomes.

L'explication de la liaison chimique par l'émergence de paires d'électrons partagées entre atomes a constitué la base de la théorie de la valence du spin, dont l'outil est méthode de liaison de valence (MVS) , découvert par Lewis en 1916. Pour une description mécanique quantique des liaisons chimiques et de la structure des molécules, une autre méthode est utilisée - méthode orbitale moléculaire (MMO) .

Méthode des liaisons de Valence

Principes de base de la formation de liaisons chimiques à l'aide de MBC :

1. Une liaison chimique est formée par des électrons de valence (non appariés).

2. Les électrons avec des spins antiparallèles appartenant à deux atomes différents deviennent courants.

3. Une liaison chimique ne se forme que si, lorsque deux atomes ou plus se rapprochent, l'énergie totale du système diminue.

4. Les principales forces agissant dans une molécule sont d'origine électrique coulombienne.

5. Plus la connexion est forte, plus les nuages ​​d’électrons en interaction se chevauchent.

Il existe deux mécanismes pour la formation de liaisons covalentes :

Mécanisme d'échange. Une liaison se forme en partageant les électrons de valence de deux atomes neutres. Chaque atome apporte un électron non apparié à une paire d'électrons commune :

Riz. 7. Mécanisme d'échange pour la formation de liaisons covalentes : UN- non polaire ; b- polaire

Mécanisme donneur-accepteur. Un atome (donneur) fournit une paire d'électrons et l'autre atome (accepteur) fournit une orbitale vide pour cette paire.

Connexions, instruit selon le mécanisme donneur-accepteur, appartiennent à composés complexes

Riz. 8. Mécanisme donneur-accepteur de formation de liaisons covalentes

Une liaison covalente présente certaines caractéristiques.

Saturation - la propriété des atomes de former un nombre strictement défini de liaisons covalentes. En raison de la saturation des liaisons, les molécules ont une certaine composition.

Directivité - t . e. la connexion est formée dans la direction du chevauchement maximum des nuages ​​​​d'électrons . Par rapport à la ligne reliant les centres des atomes formant la liaison, on les distingue : σ et π (Fig. 9) : σ-liaison - formée en chevauchant AO le long de la ligne reliant les centres des atomes en interaction ; Une liaison π est une liaison qui se produit dans la direction d’un axe perpendiculaire à la ligne droite reliant les noyaux d’un atome. La direction de la liaison détermine la structure spatiale des molécules, c'est-à-dire leur forme géométrique.

Hybridation - il s'agit d'un changement dans la forme de certaines orbitales lors de la formation d'une liaison covalente pour obtenir un chevauchement orbital plus efficace. La liaison chimique formée avec la participation d'électrons d'orbitales hybrides est plus forte que la liaison avec la participation d'électrons d'orbitales s et p non hybrides, car un chevauchement plus important se produit. On distingue les types d'hybridation suivants (Fig. 10, Tableau 31) : hybridation sp - une orbitale s et une orbitale p se transforment en deux orbitales « hybrides » identiques, l’angle entre leurs axes est de 180°. Les molécules dans lesquelles se produit l'hybridation sp ont une géométrie linéaire (BeCl 2).

hybridation sp2- une orbitale s et deux orbitales p se transforment en trois orbitales « hybrides » identiques, l'angle entre leurs axes est de 120°. Les molécules dans lesquelles se produit l'hybridation sp 2 ont une géométrie plate (BF 3, AlCl 3).

épisode 3-hybridation- une orbitale s et trois orbitales p se transforment en quatre orbitales « hybrides » identiques dont l'angle entre les axes est de 109°28". Les molécules dans lesquelles se produit l'hybridation sp 3 ont une géométrie tétraédrique (CH 4 , NH3).

Riz. 10. Types d'hybridation des orbitales de valence : une - sp-hybridation des orbitales de valence ; b - épisode 2 - hybridation des orbitales de valence ; V - sp 3-hybridation des orbitales de valence

Atome- une particule électriquement neutre constituée d'un noyau chargé positivement et d'électrons chargés négativement. Au centre de l’atome se trouve un noyau chargé positivement. Il occupe une partie insignifiante de l'espace à l'intérieur de l'atome : toute la charge positive et presque toute la masse de l'atome y sont concentrées.

Le noyau est constitué de particules élémentaires - proton et neutron ; Les électrons se déplacent autour du noyau atomique sur des orbitales fermées.

Proton(p)- une particule élémentaire d'une masse relative de 1,00728 unités de masse atomique et d'une charge de +1 unité conventionnelle. Le nombre de protons dans le noyau atomique est égal au numéro atomique de l'élément dans le tableau périodique D.I.. Mendeleïev.

Neutron (n)- une particule neutre élémentaire d'une masse relative de 1,00866 unités de masse atomique (amu).

Le nombre de neutrons dans le noyau N est déterminé par la formule :

où A est le nombre de masse, Z est la charge nucléaire, égal au nombre protons (nombre ordinal).

Typiquement, les paramètres du noyau d'un atome s'écrivent comme suit : la charge du noyau est placée en bas à gauche du symbole de l'élément, et le nombre de masse en haut, par exemple :

Cette entrée montre que la charge nucléaire (et donc le nombre de protons) de l'atome de phosphore est de 15, le nombre de masse est de 31 et le nombre de neutrons est de 31 – 15 = 16. Puisque les masses du proton et du neutron diffèrent très peu les uns des autres, la masse en nombre est approximativement égale à la masse atomique relative du noyau.

Électron (e –)- une particule élémentaire de masse 0,00055 a. e.m. et frais conditionnels –1. Le nombre d'électrons dans un atome est égal à la charge du noyau de l'atome (numéro ordinal de l'élément dans le tableau périodique de D.I. Mendeleev).

Les électrons se déplacent autour du noyau selon des orbitales strictement définies, formant ce qu'on appelle un nuage d'électrons.

La région de l’espace autour du noyau atomique où un électron est le plus susceptible (90 % ou plus) de se trouver détermine la forme du nuage électronique.

Le nuage électronique de l’électron s est sphérique ; Le sous-niveau d’énergie s peut contenir un maximum de deux électrons.

Le nuage d'électrons de l'électron p a la forme d'un haltère ; Trois orbitales p peuvent contenir un maximum de six électrons.

Les orbitales sont représentées par un carré, au-dessus ou en bas duquel sont inscrites les valeurs des nombres quantiques principaux et secondaires décrivant une orbitale donnée. Un tel enregistrement est appelé formule électronique graphique, par exemple :

Dans cette formule, les flèches indiquent un électron et la direction de la flèche correspond à la direction du spin – le moment magnétique de l’électron. Les électrons de spins opposés ↓ sont appelés paires.

Les configurations électroniques des atomes d'éléments peuvent être représentées sous forme de formules électroniques dans lesquelles sont indiqués les symboles du sous-niveau, le coefficient devant le symbole du sous-niveau montre son appartenance à un niveau donné, et le degré du symbole est le nombre d'électrons d'un sous-niveau donné.

Le tableau 1 montre la structure des couches électroniques des atomes des 20 premiers éléments du tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev.

Les éléments chimiques dans les atomes dont le sous-niveau s du niveau externe est reconstitué avec un ou deux électrons sont appelés éléments s. Les éléments chimiques dans les atomes dont le sous-niveau p (de un à six électrons) est rempli sont appelés éléments p.

Le nombre de couches électroniques dans un atome d'un élément chimique est égal au nombre de périodes.

Conformément à La règle de Hund les électrons sont situés sur des orbitales similaires de même niveau d’énergie de telle sorte que le spin total soit maximum. Par conséquent, lors du remplissage d'un sous-niveau d'énergie, chaque électron occupe d'abord une cellule distincte, et seulement après cela, leur appariement commence. Par exemple, dans un atome d'azote, tous les électrons p seront dans des cellules séparées et dans l'oxygène commencera leur appariement, qui se terminera complètement par le néon.

Isotopes sont appelés atomes du même élément qui contiennent dans leur noyau le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons.

Les isotopes sont connus pour tous les éléments. Par conséquent, les masses atomiques des éléments du tableau périodique sont la moyenne des nombres de masse des mélanges naturels d'isotopes et diffèrent des valeurs entières. Ainsi, la masse atomique d'un mélange naturel d'isotopes ne peut pas servir caractéristique principale atome, et donc un élément. Cette caractéristique d'un atome est la charge du noyau, qui détermine le nombre d'électrons dans la couche électronique de l'atome et sa structure.

Examinons plusieurs tâches typiques dans cette section.

Exemple 1. Un atome de quel élément a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

Cet élément possède un électron 4s à son niveau d’énergie externe. Par conséquent, cet élément chimique se situe dans la quatrième période du premier groupe du sous-groupe principal. Cet élément est le potassium.

Il existe une autre façon d’arriver à cette réponse. En additionnant le nombre total de tous les électrons, nous obtenons 19. Le nombre total d'électrons est égal au numéro atomique de l'élément. Le numéro 19 du tableau périodique est le potassium.

Exemple 2. L'élément chimique correspond à l'oxyde le plus élevé RO 2. La configuration électronique du niveau d'énergie externe d'un atome de cet élément correspond à la formule électronique :

  1. ns 2 np 4
  2. ns 2 np 2
  3. ns 2 np 3
  4. ns 2 np 6

En utilisant la formule de l'oxyde supérieur (regardez les formules des oxydes supérieurs dans le tableau périodique), nous établissons que cet élément chimique appartient au quatrième groupe du sous-groupe principal. Ces éléments ont quatre électrons dans leur niveau d’énergie externe – deux s et deux p. La bonne réponse est donc 2.

Tâches de formation

1. Le nombre total d’électrons s dans un atome de calcium est

1) 20
2) 40
3) 8
4) 6

2. Le nombre d'électrons p appariés dans un atome d'azote est

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

3. Le nombre d'électrons s non appariés dans un atome d'azote est égal à

1) 7
2) 14
3) 3
4) 4

4. Le nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe d'un atome d'argon est

1) 18
2) 6
3) 4
4) 8

5. Le nombre de protons, de neutrons et d'électrons dans l'atome 9 4 Be est égal à

1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9

6. Répartition des électrons à travers les couches électroniques 2 ; 8 ; 4 - correspond à un atome situé dans (in)

1) 3e période, groupe IA
2) 2ème période, groupe IVA
3) 3ème période, groupe IVA
4) 3ème période, groupe VA

7. Un élément chimique situé dans la 3ème période du groupe VA correspond à un schéma de la structure électronique de l'atome

1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2

8. Un élément chimique de configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 4 forme un composé hydrogène volatil dont la formule est

1) FR
2) FR 2
3) FR 3
4) FR 4

9. Le nombre de couches électroniques dans un atome d'un élément chimique est égal à

1) son numéro de série
2) numéro de groupe
3) le nombre de neutrons dans le noyau
4) numéro de période

10. Le nombre d'électrons externes dans les atomes des éléments chimiques des sous-groupes principaux est égal à

1) le numéro de série de l'élément
2) numéro de groupe
3) le nombre de neutrons dans le noyau
4) numéro de période

11. Deux électrons se trouvent dans la couche électronique externe des atomes de chaque élément chimique de la série.

1) Lui, Sois, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B

12. Un élément chimique dont la formule électronique est 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 forme un oxyde de composition

1) Li2O
2) MgO
3) K2O
4) Na2O

13. Le nombre de couches électroniques et le nombre d'électrons p dans un atome de soufre sont égaux à

1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10

14. Configuration électronique ns 2 np 4 correspond à l'atome

1) le chlore
2) soufre
3) magnésium
4) silicium

15. Les électrons de valence de l'atome de sodium à l'état fondamental sont situés dans le sous-niveau énergétique

1) 2s
2) 2p
3) 3 s
4) 15h

16. Les atomes d'azote et de phosphore ont

1) le même nombre de neutrons
2) le même nombre de protons
3) la même configuration de la couche électronique externe

17. Les atomes de calcium et de calcium ont le même nombre d'électrons de valence.

1) potassium
2) aluminium
3) béryllium
4) le bore

18. Les atomes de carbone et de fluor ont

1) le même nombre de neutrons
2) le même nombre de protons
3) le même nombre de couches électroniques
4) le même nombre d'électrons

19. Un atome de carbone dans son état fondamental possède le nombre d’électrons non appariés

1) 1
3) 3
2) 2
4) 4

20. Dans un atome d'oxygène à l'état fondamental, le nombre d'électrons appariés est égal à

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