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

    La tâche de compiler la formule électronique d'un élément chimique n'est pas des plus faciles.

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

    • Tout d'abord, nous écrivons le signe du chem. élément, où ci-dessous à gauche du signe, nous indiquons son numéro de série.
    • De plus, par le numéro de la période (à partir de laquelle l'élément) nous déterminons le nombre de niveaux d'énergie et dessinons à côté du signe de l'élément chimique un tel nombre d'arcs.
    • 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 2e, au second il est 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 apposés est soustrait du numéro de série de l'élément.
    • Il reste à transformer notre schéma en formule électronique:

    Voici les formules électroniques de quelques éléments chimiques:

    1. Nous écrivons l'élément chimique et son numéro de série.Le nombre indique le nombre d'électrons dans l'atome.
    2. Nous créons une formule. Pour ce faire, vous devez connaître le nombre de niveaux d'énergie, la base pour déterminer le nombre de périodes de l'élément est prise.
    3. Nous décomposons 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 composer les formules électroniques des éléments chimiques de cette manière: vous devez regarder le numéro de l'élément dans le tableau périodique, découvrant ainsi combien d'électrons il a. 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 une formule électronique, vous aurez besoin du système périodique de Mendeleïev. Trouvez votre élément chimique là-bas et regardez la période - elle sera égale au nombre de niveaux d'énergie. Le numéro de groupe correspondra numériquement au nombre d'électrons dans le dernier niveau. Le numéro de l'élément sera quantitativement égal au nombre de ses électrons.Il faut aussi bien sûr savoir qu'il y a au maximum 2 électrons au premier niveau, 8 au deuxième et 18 au troisième.

    Ce sont les faits saillants. De plus, sur Internet (y compris notre site Web), vous pouvez trouver des informations avec une formule électronique prête à l'emploi pour chaque élément, afin que vous puissiez vérifier vous-même.

    L'élaboration de formules électroniques d'éléments chimiques est très processus difficile, vous ne pouvez pas vous passer de tables spéciales et vous devez appliquer tout un tas de formules. Pour résumer, vous devez suivre ces étapes :

    Il est nécessaire d'établir un diagramme orbital dans lequel il y aura un concept de la différence entre les électrons les uns des autres. Les orbitales et les électrons sont mis en évidence dans le diagramme.

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

    Donc, d'abord, nous découvrons 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 les électrons :

    Et notez la formule :

    Comprendre le principe de la compilation de la formule électronique d'un élément chimique, vous devez d'abord déterminer le nombre total d'électrons dans l'atome par le nombre 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.

    Après cela, les niveaux sont décomposés en sous-niveaux, qui sont remplis d'électrons, sur la base du principe de moindre énergie.

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

    En compilant la formule électronique d'un élément chimique, vous pouvez savoir combien d'électrons et de couches d'électrons se trouvent dans un atome particulier, ainsi que l'ordre dans lequel ils sont répartis entre les couches.

    Pour commencer, nous déterminons le numéro de série de l'élément selon le tableau périodique, il correspond au nombre d'électrons. Le nombre de couches d'électrons 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 s-sous-niveau, puis les p-, d-b f-sous-niveaux ;
    • selon la règle de Klechkovsky, les électrons remplissent les orbitales par ordre d'énergie croissante 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 dans une orbitale.

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

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

    Il faut se rappeler que la première couche a un maximum de 2 1s2 électrons, 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 du sodium : Na 1s2 2s2 2p6 3s1 (numéro de série 11, numéro de période 3, numéro de groupe 1).

    Pour vérifier l'exactitude de l'écriture d'une formule électronique, vous pouvez consulter le site www.alhimikov.net.

    Établir une formule électronique d'éléments chimiques à première vue peut sembler une tâche assez compliquée, mais tout deviendra clair si vous adhérez au schéma suivant:

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

    Et 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 cet 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 ressemblerait à ceci.

>> Chimie : Configurations électroniques atomes d'éléments chimiques

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

S'il y a un électron dans l'orbite, alors on l'appelle 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, est sphérique. L'électron de l'atome d'hydrogène (s = 1) est situé sur cette orbitale et n'est pas apparié. Par conséquent, sa formule électronique ou sa configuration électronique s'écrira comme suit : 1s 1. Dans les formules électroniques, le numéro du niveau d'énergie est indiqué par le chiffre devant la lettre (1 ...), Lettre latine désignent le sous-niveau (type d'orbitale), et le nombre, qui est écrit en haut à droite de la lettre (en tant qu'exposant), indique le nombre d'électrons dans le sous-niveau.

Pour un atome d'hélium, He, ayant deux électrons appariés dans la même 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.

Le deuxième niveau d'énergie (n = 2) a quatre orbitales : une s et trois p. Les électrons de l'orbitale s de 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 y a une orbitale s, mais avec une quantité correspondante d'énergie électronique et, par conséquent, avec un diamètre correspondant, croissant à mesure que la valeur de n augmente.

p-Orbital a la forme d'un haltère ou d'un volume huit. Les trois orbitales p sont situées dans l'atome mutuellement perpendiculairement le long des coordonnées spatiales tracées à travers le noyau de l'atome. Il convient de souligner à nouveau que chaque niveau d'énergie (couche électronique), à ​​partir de n = 2, a trois p-orbitales. Lorsque 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 première orbitale β est remplie, puis trois orbitales p. Formule électronique 1l : 1s 2 2s 1. L'électron est plus faiblement lié au noyau de l'atome, de sorte que l'atome de lithium peut facilement le céder (comme vous vous en souvenez évidemment, ce processus s'appelle l'oxydation), se transformant en un ion Li +.

Dans l'atome de béryllium Be 0, le quatrième électron est également situé sur 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+.

Au niveau de l'atome de bore, le cinquième électron occupe une orbitale 2p : 1s 2 2s 2 2p 1. De plus, les atomes C, N, O, E sont remplis d'orbitales 2p, qui se terminent par le néon gaz noble : 1s 2 2s 2 2p 6.

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

11 Na 1s 2 2s 2 Sv1; 17C11v22822r63r5 ; 18Ar P^Votre^3p6.

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

Pour les éléments de grandes périodes (quatrième et cinquième), les deux premiers électrons occupent respectivement les 4e et 5e orbitales : 19 K 2, 8, 8, 1 ; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. À partir du troisième élément de chaque grande période, les dix électrons suivants iront respectivement aux orbitales 3d et 4d précédentes (pour les éléments des sous-groupes secondaires) : 23 V 2, 8 , 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2 ; 40Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 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) commence à se remplir.

Pour les éléments de grandes périodes - le sixième et le septième incomplet - les niveaux et sous-niveaux électroniques sont remplis d'électrons, en règle générale, comme suit: les deux premiers électrons iront au sous-niveau β externe: 56 Ba 2, 8, 18, 18 , 8, 2; 87 Gr 2, 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 iront au troisième niveau d'énergie depuis l'extérieur dans les orbitales 4f et 5f, respectivement, pour les lanthanides et les actinides.

Ensuite, le deuxième niveau d'énergie extérieur (sous-niveau d) recommencera à se constituer : pour les éléments des sous-groupes secondaires : 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2 ; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - et, enfin, seulement après un remplissage complet avec dix électrons du niveau actuel, le sous-niveau p externe sera à nouveau rempli :

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

Très souvent, la structure des coquilles d'électrons des atomes est représentée à l'aide de cellules énergétiques ou quantiques - elles écrivent les formules électroniques dites graphiques. Pour cet enregistrement, 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 au sens du spin. Lors de l'écriture d'une formule électronique graphique, il faut retenir deux règles : le principe de Pauli, selon lequel il ne peut y avoir plus de deux électrons dans une cellule (orbitales, mais avec des spins antiparallèles), et la règle de F. Hund, selon laquelle les électrons occupent des cellules libres (orbitales), sont situées dans elles sont les premières une à la fois et ont en même temps la même valeur de spin, et alors seulement elles s'apparient, mais les spins dans ce cas, selon le principe de Pauli, seront déjà dirigé à l'opposé.

En conclusion, considérons à nouveau la cartographie des configurations électroniques des atomes d'éléments au cours des périodes du système D. I. Mendeleïev. Les schémas de la structure électronique des atomes montrent la distribution des électrons sur les couches électroniques (niveaux d'énergie).

Dans un atome d'hélium, la première couche d'électrons est terminée - elle a 2 électrons.

L'hydrogène et l'hélium sont des éléments s; ces atomes ont une orbitale s remplie d'électrons.

Éléments de la deuxième période

Pour tous les éléments de la deuxième période, la première couche d'électrons est remplie et les électrons remplissent les orbitales e et p de la deuxième couche d'électrons conformément au principe de moindre énergie (d'abord s-, puis p) et les règles de Pauli et Hund (tableau 2).

Dans l'atome de néon, la deuxième couche d'électrons est terminée - elle a 8 électrons.

Tableau 2 La structure des couches d'électrons des atomes d'éléments de la deuxième période

Le bout du tableau. 2

Li, Be - en éléments.

B, C, N, O, F, Ne - éléments p, ces atomes sont remplis d'électrons p-orbitales.

Éléments de la troisième période

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

Tableau 3 La structure des couches d'électrons des atomes d'éléments de la troisième période

Une orbitale d'électrons 3s est complétée au niveau de l'atome de magnésium. Éléments Na et Mg-s.

Il y a 8 électrons dans la couche externe (la troisième couche d'électrons) dans l'atome d'argon. En tant que couche externe, elle est complète, mais au total, dans la troisième couche d'électrons, 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 Ag sont des p-éléments. Les éléments s et p forment les sous-groupes principaux dans Système périodique.

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

2) nous ne décrirons pas les sous-niveaux non remplis pour ces atomes.

Tableau 4 La structure des couches d'électrons des atomes des éléments de la quatrième période


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

Faites attention à la structure des couches d'électrons des atomes de chrome et de cuivre. En eux, une "panne" d'un électron du sous-niveau 4n- au 3d se produit, ce qui s'explique par la plus grande stabilité énergétique des configurations électroniques résultantes 3d 5 et 3d 10:

Dans l'atome de zinc, la troisième couche d'électrons est terminée - tous les sous-niveaux 3s, 3p et 3d y sont remplis, au total il y a 18 électrons dessus.

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

La couche externe (quatrième) de l'atome de krypton est complète et possède 8 électrons. Mais juste dans la quatrième couche d'électrons, comme vous le savez, il peut y avoir 32 électrons ; les sous-niveaux 4d et 4f de l'atome de krypton restent toujours non remplis.

Les éléments de la cinquième période remplissent les sous-niveaux dans l'ordre suivant : 5s -> 4d -> 5p. Et il y a aussi des exceptions liées à la "panne" des électrons, en 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 en cours de remplissage.

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

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

1) s-éléments ; le sous-niveau β 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 préexterne de l'atome est rempli d'électrons; Les éléments d comprennent les éléments des sous-groupes secondaires des groupes I-VIII, c'est-à-dire les éléments des décennies intercalaires 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 extérieur 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 respectée ?

3. Faites 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, Ra.

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

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Configuration électronique d'un atome est une formule montrant l'arrangement des électrons dans un atome par niveaux et sous-niveaux. Après avoir étudié l'article, vous découvrirez où et comment se trouvent les électrons, vous familiariserez avec les nombres quantiques et pourrez 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 constructeur : il y a un certain nombre de parties, elles diffèrent les unes des autres, mais deux parties de même type sont exactement pareilles. Mais ce constructeur 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 transformer en eau, à côté du sodium en gaz, et être à côté du fer le transforme complètement en rouille. Pour répondre à la question de savoir pourquoi cela se produit et pour 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 y a-t-il d'électrons dans un atome ?

Un atome est constitué d'un noyau et d'électrons qui tournent autour de lui, le noyau est constitué de protons et de neutrons. A l'état neutre, chaque atome a le même nombre d'électrons que le nombre de protons dans son noyau. Le nombre de protons était indiqué par le numéro de série de l'élément, par exemple, le soufre a 16 protons - le 16ème élément du système périodique. L'or a 79 protons - le 79e élément du tableau périodique. En conséquence, il y a 16 électrons dans le soufre à l'état neutre et 79 électrons dans l'or.

Où chercher un électron ?

En observant le comportement d'un électron, certains motifs 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 spin

Orbital

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

Nombre quantique orbital l

À la suite de l'étude du nuage d'électrons, il a été constaté qu'en fonction du niveau d'énergie, le nuage prend quatre formes principales : une boule, des haltères et les deux autres, plus complexes. Par ordre croissant d'énergie, 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 sur laquelle se trouvent les orbitales. Le nombre quantique orbital pour les orbitales s, p, d et f, respectivement, prend les valeurs 0,1,2 ou 3.

Sur la couche s une orbitale (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 (L = 3) sur la f-shell - 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 des 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 situés dans différentes orbitales, de sorte que les premiers électrons en remplissent un pour chaque orbitale, puis sa paire est ajoutée à chacune.

Considérez un d-shell :
La d-shell 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. Seuls deux électrons avec des spins opposés peuvent être sur le même sous-niveau d'énergie. Le nombre quantique de spin est noté m s

Nombre quantique principal n

Le nombre quantique principal est le niveau d'énergie auquel ce moment sept niveaux d'énergie sont connus, chacun est indiqué par un chiffre arabe : 1,2,3, ... 7. Le nombre d'obus à chaque niveau est égal au numéro du niveau : il y a un obus au premier niveau, deux au second, et ainsi de suite.

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, une coquille est située au premier niveau, la première coquille à n'importe quel niveau a la forme d'une balle (s -shell), c'est-à-dire L=0, le nombre quantique magnétique ne pourra prendre qu'une valeur, M l =0 et le spin sera égal à +1/2. Si nous prenons le cinquième électron (quel que soit l'atome), alors les 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 l'électron donné, et l'indice en haut à droite est le nombre d'électrons dans ce sous-niveau. Pour composer la formule électronique d'un atome de n'importe quel élément, il suffit de connaître le numéro de cet élément dans le système périodique et de remplir les dispositions de base qui régissent la répartition des électrons dans un atome.

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

Pour les atomes de fer, un tel 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 l'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 les propriétés de leurs composés, dépendent périodiquement de la grandeur 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- est le nombre de liaisons chimiques qu'un atome est lié à un autre.
Possibilités de Valence 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 des niveaux pré-externes, peuvent participer à la formation de liaisons chimiques. Ces électrons sont également appelés électrons de valence.

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

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


Par exemple, la valence stoechiométrique du soufre dans l'hydrogène sulfuré 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 selon 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 égal à la valence stoechiométrique avec un signe plus (pour un métal ou un élément plus électropositif dans une molécule) ou moins.

1. Dans 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 positives degrés 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 système périodique (Be, Mg, Ca, etc.) ont toujours un état d'oxydation égal au numéro de groupe, que 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 système 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 du composé se compensent de sorte que leur somme pour tous les atomes d'une molécule ou d'une unité de formule neutre soit nulle, et pour un ion - 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 du reste sont connus, et pour formuler des composés multi-éléments.

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

concept état d'oxydation souvent utilisé en chimie inorganique à la place du concept valence. L'état d'oxydation d'un atome est égal à la valeur numérique charge électrique attribué à un atome sous l'hypothèse que les paires d'électrons de liaison sont complètement biaisées vers des atomes plus électronégatifs (c'est-à-dire sur la base de l'hypothèse que le composé n'est constitué que d'ions).

L'état d'oxydation correspond au nombre d'électrons qu'il faut ajouter à un ion positif pour le réduire en atome neutre, ou prélever sur 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, en fonction de la structure de la couche électronique de l'atome, changent en fonction des périodes et des groupes du système périodique. Étant donné que les structures électroniques dans un certain nombre d'éléments analogues sont seulement similaires, mais pas identiques, alors lors du passage d'un élément d'un groupe à un autre, on n'observe pas une simple répétition de propriétés pour eux, mais leur changement régulier 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 de l'affinité électronique.

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

K sans transférer d'énergie cinétique à l'électron libéré avec la transformation de l'atome en un ion chargé positivement : E + Ei = E + + e-. L'énergie d'ionisation est une valeur positive et a les valeurs les plus basses pour les atomes de métaux alcalins et les plus élevées pour les atomes de gaz nobles (inertes).

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

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

E + e- = E- + Ee.

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

Les valeurs de Ei et Ee sont exprimées en kilojoules par mol (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 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 attacher 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 de l'affinité électronique des atomes libres h = (Ee + Ei)/2

Dans les périodes, il y a une tendance générale à une augmentation de l'énergie d'ionisation et de l'électronégativité avec une augmentation de la charge du noyau atomique; dans les groupes, ces valeurs diminuent avec une augmentation du nombre ordinal de l'élément.

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

Rayons atomiques et ioniques. Les dimensions des atomes et des ions sont déterminées par les dimensions de la couche électronique. Selon les concepts de la mécanique quantique, la couche électronique n'a pas de frontières strictement définies. Par conséquent, pour le rayon d'un atome ou d'un ion libre, nous pouvons prendre distance théoriquement calculée entre le noyau et la position de la densité maximale principale des nuages ​​​​d'électrons externes. Cette distance s'appelle le rayon orbital. En pratique, les valeurs des rayons des atomes et des ions dans les composés, calculées à partir de données expérimentales, sont généralement utilisées. Dans ce cas, les rayons covalents et métalliques des atomes sont distingués.

La dépendance des rayons atomiques et ioniques à la charge du noyau d'un atome d'un élément et est périodique. Dans les périodes, à mesure que le numéro atomique augmente, les rayons ont tendance à diminuer. La plus grande diminution est typique pour les éléments de petites périodes, car le niveau électronique externe y est rempli. Dans les grandes périodes des familles d'éléments d et f, ce changement est moins net, car le remplissage d'électrons en eux se produit dans la couche préexterne. 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 est observée horizontalement (dans une période de gauche à droite), verticalement (dans un groupe, par exemple, de haut en bas ), en diagonale, c'est-à-dire une propriété de l'atome augmente ou diminue, mais la périodicité est préservée.

Dans la période de gauche à droite (→), les propriétés oxydantes et non métalliques des éléments augmentent, tandis que 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 fort, et le chlore sera l'agent oxydant le plus fort.

liaison chimique- c'est l'interconnexion des atomes dans une molécule, ou réseau cristallin, résultant de l'action des forces électriques d'attraction entre les atomes.

C'est l'interaction de tous les électrons et de tous les noyaux, conduisant à la formation d'un système stable et polyatomique (radical, ion moléculaire, molécule, cristal).

La liaison chimique est réalisée par des électrons de valence. Selon les concepts modernes, la liaison chimique est de nature électronique, mais elle s'effectue de différentes manières. Par conséquent, il existe trois principaux types de liaisons chimiques : covalent, ionique, métallique Entre les molécules se pose liaison hydrogène, et arriver interactions de van der Waals.

Les principales caractéristiques d'une liaison chimique sont :

- longueur de liaison - est la distance internucléaire entre les atomes chimiquement liés.

Elle dépend de la nature des atomes en interaction et de la multiplicité de la liaison. Avec une augmentation de la multiplicité, la longueur de la liaison diminue et, par conséquent, sa résistance augmente;

- la multiplicité des liaisons - est déterminée par le nombre de paires d'électrons reliant deux atomes. Lorsque la multiplicité augmente, l'énergie de liaison augmente ;

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

Énergie de liaison E CB - c'est l'énergie qui est libérée lors de la formation de cette liaison et dépensée pour la rompre, kJ / mol.

une liaison covalente - Une liaison chimique formée en partageant une paire d'électrons avec deux atomes.

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

Méthode de la liaison de Valence

Les principes de base de la formation d'une liaison chimique selon MVS :

1. Une liaison chimique est formée en raison d'électrons de valence (non appariés).

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

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 la 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 de formation d'une liaison covalente :

mécanisme d'échange. La liaison est formée en partageant les électrons de valence de deux atomes neutres. Chaque atome donne un électron non apparié à une paire d'électrons commune :

Riz. 7. Mécanisme d'échange pour la formation d'une liaison covalente : un- non polaire ; b- polaire

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

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

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

Une liaison covalente a certaines caractéristiques.

Saturabilité - 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.

Orientation-t . c'est-à-dire que la connexion est formée dans la direction du chevauchement maximal des nuages ​​d'électrons . En ce qui concerne la ligne reliant les centres des atomes formant une liaison, il y a: σ et π (Fig. 9): liaison σ - formée par chevauchement 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. L'orientation de la liaison détermine la structure spatiale des molécules, c'est-à-dire leur forme géométrique.

hybridation - il s'agit d'un changement de forme de certaines orbitales dans la formation d'une liaison covalente afin d'obtenir un chevauchement plus efficace des orbitales. 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 il y a plus de chevauchement. Il existe 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, dont l'angle entre les axes est de 180°. Les molécules dans lesquelles l'hybridation sp se produit ont une géométrie linéaire (BeCl 2).

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

sp 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'hybridations d'orbitales de valence : a-sp-hybridation des orbitales de valence ; b - sp2- hybridation des orbitales de valence; dans - 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 d'un 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 dans des orbitales fermées.

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

Neutron (n)- une particule neutre élémentaire avec une masse relative de 1,00866 unité de masse atomique (a.m.u.).

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

où A est le nombre de masse, Z est la charge du noyau, égal au nombre protons (numéro de série).

Habituellement, 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 est placé en haut, par exemple :

Cet enregistrement montre que la charge nucléaire (d'où le nombre de protons) d'un 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 le nombre est approximativement égale à la masse atomique relative du noyau.

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

Les électrons se déplacent autour du noyau sur des orbites strictement définies, formant ce que l'on appelle le nuage d'électrons.

La région de l'espace autour du noyau atomique, où l'électron est le plus susceptible de se trouver (90 % ou plus), détermine la forme du nuage d'électrons.

Le nuage d'électrons de l'électron s a une forme sphérique ; le sous-niveau d'énergie s peut avoir un maximum de deux électrons.

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

Les orbitales sont représentées par un carré, au-dessus ou au-dessous duquel elles écrivent les valeurs des nombres quantiques principaux et secondaires qui décrivent cette orbitale. Un tel enregistrement est appelé une formule électronique graphique, par exemple :

Dans cette formule, les flèches désignent un électron et la direction de la flèche correspond à la direction du spin - le moment magnétique intrinsèque de l'électron. Les électrons de spins opposés ↓ sont dits appariés.

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

Le tableau 1 montre la structure des couches d'électrons des atomes des 20 premiers éléments du tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev.

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

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

Selon règle de Hund les électrons sont situés dans des orbitales de même type et de même niveau d'énergie de telle sorte que le spin total soit maximal. Par conséquent, lors du remplissage du sous-niveau d'énergie, chaque électron occupe d'abord une cellule séparée, et seulement après cela, leur appariement commence. Par exemple, pour un atome d'azote, tous les électrons p seront dans des cellules séparées, et pour l'oxygène, leur appariement commencera, ce qui se terminera complètement en néon.

isotopes appelés atomes d'un même élément, contenant 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 système périodique sont la valeur 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 servir de caractéristique principale un atome, donc un élément. Une telle caractéristique d'un atome est la charge nucléaire, qui détermine le nombre d'électrons dans la couche d'électrons de l'atome et sa structure.

Examinons quelques tâches typiques dans cette section.

Exemple 1 Quel élément atome a la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?

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

Cette réponse peut être apportée d'une manière différente. En ajoutant le nombre total de tous les électrons, nous obtenons 19. Le nombre total d'électrons est égal au numéro atomique de l'élément. Le potassium est le numéro 19 dans le tableau périodique.

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

Selon la formule de l'oxyde le plus élevé (regardez les formules des oxydes les plus élevés du système 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

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

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

6. Répartition des électrons sur les couches d'électrons 2 ; huit; 4 - correspond à l'atome situé dans (in)

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

7. L'élément chimique situé dans la 3ème période du groupe VA correspond au 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) EN 2
3) FR 3
4) FR 4

9. Le nombre de couches d'électrons dans un atome d'un élément chimique est

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 d'éléments chimiques des principaux sous-groupes est

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 d'électrons externe des atomes de chacun des éléments chimiques de la série

1) Il, 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 la composition

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

13. Le nombre de couches d'électrons et le nombre d'électrons p dans un atome de soufre est

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

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

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

15. Les électrons de valence de l'atome de sodium à l'état fondamental sont au sous-niveau d'énergie

1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p

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 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. Au niveau de l'atome de carbone à l'état fondamental, le nombre d'électrons non appariés est

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

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

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