Comment trouver la structure électronique d'un atome. Structure des atomes d'éléments chimiques

Un atome est la plus petite particule de matière. Son étude a commencé dans la Grèce antique, lorsque la structure de l'atome a attiré l'attention non seulement des scientifiques, mais aussi des philosophes. Quelle est la structure électronique de l’atome et quelles informations de base connaît-on sur cette particule ?

Structure atomique

Déjà, les scientifiques grecs de l'Antiquité avaient deviné l'existence des plus petites particules chimiques qui composent tout objet et organisme. Et si aux XVII-XVIII siècles. les chimistes étaient sûrs que l'atome est une particule élémentaire indivisible, puis au tournant des XIXe-XXe siècles, il a été possible de prouver expérimentalement que l'atome n'est pas indivisible.

Un atome, étant une particule microscopique de matière, est constitué d’un noyau et d’électrons. Le noyau est 10 000 fois plus petit qu’un atome, mais la quasi-totalité de sa masse est concentrée dans le noyau. La principale caractéristique du noyau atomique est qu’il possède une charge positive et qu’il est constitué de protons et de neutrons. Les protons sont chargés positivement, tandis que les neutrons n’ont aucune charge (ils sont neutres).

Ils sont reliés les uns aux autres par une forte interaction nucléaire. La masse d’un proton est approximativement égale à la masse d’un neutron, mais elle est 1 840 fois supérieure à la masse d’un électron. Les protons et les neutrons ont un nom commun en chimie : nucléons. L'atome lui-même est électriquement neutre.

Un atome de n'importe quel élément peut être désigné par une formule électronique et une formule graphique électronique :

Riz. 1. Formule graphique électronique de l'atome.

Le seul élément chimique du tableau périodique qui ne contient pas de neutrons dans son noyau est l'hydrogène léger (protium).

Un électron est une particule chargée négativement. La couche électronique est constituée d'électrons se déplaçant autour du noyau. Les électrons ont la propriété d'être attirés vers le noyau, et entre eux ils sont influencés par l'interaction coulombienne. Pour vaincre l’attraction du noyau, les électrons doivent recevoir de l’énergie provenant d’une source externe. Plus l’électron est éloigné du noyau, moins il lui faut d’énergie.

Modèles d'atomes

Depuis longtemps, les scientifiques cherchent à comprendre la nature de l’atome. Le philosophe grec Démocrite a apporté très tôt une contribution majeure à ce sujet. Bien que sa théorie nous paraisse désormais banale et trop simple, à une époque où les idées sur les particules élémentaires commençaient tout juste à émerger, sa théorie sur les morceaux de matière était prise très au sérieux. Démocrite croyait que les propriétés de toute substance dépendaient de la forme, de la masse et d'autres caractéristiques des atomes. Ainsi, par exemple, le feu, croyait-il, possède des atomes pointus - c'est pourquoi le feu brûle ; L'eau a des atomes lisses, elle peut donc s'écouler ; Dans les objets solides, à son avis, les atomes étaient grossiers.

Démocrite croyait qu’absolument tout était constitué d’atomes, même l’âme humaine.

En 1904, J. J. Thomson propose son modèle de l'atome. Les principales dispositions de la théorie se résumaient au fait que l'atome était représenté comme un corps chargé positivement, à l'intérieur duquel se trouvaient des électrons chargés négativement. Cette théorie a ensuite été réfutée par E. Rutherford.

Riz. 2. Le modèle atomique de Thomson.

Toujours en 1904, le physicien japonais H. Nagaoka proposa un premier modèle planétaire de l'atome par analogie avec la planète Saturne. Selon cette théorie, les électrons sont réunis en anneaux et tournent autour d’un noyau chargé positivement. Cette théorie s'est avérée fausse.

En 1911, E. Rutherford, après avoir mené une série d'expériences, conclut que la structure de l'atome est similaire à celle d'un système planétaire. Après tout, les électrons, comme les planètes, se déplacent sur des orbites autour d’un noyau lourd chargé positivement. Cependant, cette description contredisait l’électrodynamique classique. Ensuite, le physicien danois Niels Bohr a introduit en 1913 des postulats dont l'essence était que l'électron, étant dans certains états particuliers, n'émet pas d'énergie. Ainsi, les postulats de Bohr ont montré que la mécanique classique n'est pas applicable aux atomes. Le modèle planétaire décrit par Rutherford et complété par Bohr s'appelait le modèle planétaire de Bohr-Rutherford.

Riz. 3. Modèle planétaire de Bohr-Rutherford.

Une étude plus approfondie de l'atome a conduit à la création d'une section telle que la mécanique quantique, à l'aide de laquelle de nombreux faits scientifiques ont été expliqués. Les idées modernes sur l'atome se sont développées à partir du modèle planétaire de Bohr-Rutherford.Évaluation du rapport

Note moyenne: 4.4. Notes totales reçues : 469.

Étant donné que lors des réactions chimiques, les noyaux des atomes en réaction restent inchangés (à l'exception des transformations radioactives), les propriétés chimiques des atomes dépendent de la structure de leurs coques électroniques. Théorie structure électronique de l'atome construit sur la base des appareils de la mécanique quantique. Ainsi, la structure des niveaux d'énergie atomique peut être obtenue sur la base de calculs de mécanique quantique des probabilités de trouver des électrons dans l'espace autour du noyau atomique ( riz. 4.5).

Riz. 4.5. Schéma de division des niveaux d'énergie en sous-niveaux

Les principes fondamentaux de la théorie de la structure électronique d'un atome se réduisent aux dispositions suivantes : l'état de chaque électron dans un atome est caractérisé par quatre nombres quantiques : le nombre quantique principal n = 1, 2, 3,; orbitale (azimutale) l=0,1,2, n-1; magnétique m je = –l, –1,0,1,  je; rotation m s = -1/2, 1/2 .

Selon Principe de Pauli, dans le même atome, il ne peut pas y avoir deux électrons ayant le même ensemble de quatre nombres quantiques n, l, m je , m s; des collections d'électrons avec les mêmes nombres quantiques principaux n forment des couches électroniques, ou niveaux d'énergie de l'atome, numérotées à partir du noyau et notées K, L, M, N, O, P, Q, et dans la couche d'énergie avec une valeur donnée n ne peut être que 2n 2 des électrons. Collections d'électrons avec les mêmes nombres quantiques n Et je, forment des sous-niveaux, désignés à mesure qu'ils s'éloignent du noyau comme s, p, d, f.

La détermination probabiliste de la position de l'électron dans l'espace autour du noyau atomique correspond au principe d'incertitude de Heisenberg. Selon les concepts de la mécanique quantique, un électron dans un atome n'a pas de trajectoire de mouvement spécifique et peut être situé dans n'importe quelle partie de l'espace autour du noyau, et ses différentes positions sont considérées comme un nuage d'électrons avec une certaine densité de charge négative. L’espace autour du noyau dans lequel un électron est le plus susceptible de se trouver est appelé orbital. Il contient environ 90 % du nuage électronique. Chaque sous-niveau 1s, 2s, 2p etc. correspond à un certain nombre d'orbitales d'une certaine forme. Par exemple, 1s- Et 2s- les orbitales sont sphériques et 14h-orbitales ( 14h X , 14h oui , 14h z-orbitales) sont orientées dans des directions mutuellement perpendiculaires et ont la forme d'un haltère ( riz. 4.6).

Riz. 4.6. Forme et orientation des orbitales électroniques.

Au cours des réactions chimiques, le noyau atomique ne subit pas de modifications ; seules les coques électroniques des atomes changent, dont la structure explique de nombreuses propriétés des éléments chimiques. Sur la base de la théorie de la structure électronique de l’atome, la signification physique profonde de la loi périodique des éléments chimiques de Mendeleïev a été établie et la théorie des liaisons chimiques a été créée.

La justification théorique du système périodique des éléments chimiques comprend des données sur la structure de l'atome, confirmant l'existence d'un lien entre la périodicité des changements dans les propriétés des éléments chimiques et la répétition périodique de types similaires de configurations électroniques de leurs atomes.

À la lumière de la doctrine de la structure de l’atome, la division mendeleïevienne de tous les éléments en sept périodes devient justifiée : le nombre de périodes correspond au nombre de niveaux d’énergie des atomes remplis d’électrons. Sur de petites périodes, avec une augmentation de la charge positive des noyaux atomiques, le nombre d'électrons au niveau externe augmente (de 1 à 2 dans la première période, et de 1 à 8 dans les deuxième et troisième périodes), ce qui explique le modification des propriétés des éléments : en début de période (sauf la première) il y a du métal alcalin, puis on observe un affaiblissement progressif des propriétés métalliques et un renforcement des propriétés non métalliques. Cette tendance peut être retracée pour les éléments de la deuxième période dans tableau 4.2.

Tableau 4.2.

Dans les grandes périodes, à mesure que la charge des noyaux augmente, le remplissage des niveaux avec des électrons est plus difficile, ce qui explique le changement plus complexe des propriétés des éléments par rapport aux éléments de petites périodes.

La nature identique des propriétés des éléments chimiques dans les sous-groupes s'explique par la structure similaire du niveau d'énergie externe, comme le montre tableau 4.3, illustrant la séquence de remplissage des niveaux d'énergie avec des électrons pour les sous-groupes de métaux alcalins.

Tableau 4.3.

Le numéro de groupe indique généralement le nombre d'électrons dans un atome pouvant participer à la formation de liaisons chimiques. C'est la signification physique du numéro de groupe. À quatre endroits du tableau périodique, les éléments ne sont pas classés par ordre de masse atomique croissante : Ar Et K,Co Et Ni,Te Et je,Ème Et Pennsylvanie. Ces écarts étaient considérés comme des défauts du tableau périodique des éléments chimiques. La doctrine de la structure de l’atome expliquait ces déviations. La détermination expérimentale des charges nucléaires a montré que la disposition de ces éléments correspond à une augmentation des charges de leurs noyaux. De plus, la détermination expérimentale des charges des noyaux atomiques a permis de déterminer le nombre d'éléments entre l'hydrogène et l'uranium, ainsi que le nombre de lanthanides. Désormais, toutes les places du tableau périodique sont remplies dans l'intervalle allant de Z=1 avant Z=114, cependant, le système périodique n'est pas complet, la découverte de nouveaux éléments transuraniens est possible.

Toute substance est constituée de très petites particules appelées atomes . Un atome est la plus petite particule d'un élément chimique qui conserve toutes ses propriétés caractéristiques. Pour imaginer la taille d'un atome, il suffit de dire que s'ils pouvaient être placés à proximité les uns des autres, alors un million d'atomes occuperaient une distance de seulement 0,1 mm.

Le développement ultérieur de la science de la structure de la matière a montré que l'atome a également une structure complexe et est constitué d'électrons et de protons. C'est ainsi qu'est née la théorie électronique de la structure de la matière.

Dans l’Antiquité, on a découvert qu’il existe deux types d’électricité : positive et négative. La quantité d’électricité contenue dans le corps est désormais appelée charge. Selon le type d’électricité que possède un corps, la charge peut être positive ou négative.

Il a également été établi expérimentalement que les charges semblables se repoussent et que les charges différentes s'attirent.

Considérons structure électronique de l'atome. Les atomes sont constitués de particules encore plus petites qu'eux, appelées électrons.

DÉFINITION:Un électron est la plus petite particule de matière possédant la plus petite charge électrique négative.

Les électrons gravitent autour d'un noyau central composé d'un ou plusieurs protons Et neutrons, sur des orbites concentriques. Les électrons sont des particules chargées négativement, les protons sont chargés positivement et les neutrons sont neutres (Figure 1.1).

DÉFINITION:Un proton est la plus petite particule de matière possédant la plus petite charge électrique positive.

L’existence des électrons et des protons ne fait aucun doute. Les scientifiques ont non seulement déterminé la masse, la charge et la taille des électrons et des protons, mais les ont même fait fonctionner dans divers appareils électriques et radioélectriques.

Il a également été constaté que la masse d'un électron dépend de la vitesse de son mouvement et que l'électron non seulement avance dans l'espace, mais tourne également autour de son axe.

La structure la plus simple est l'atome d'hydrogène (Fig. 1.1). Il se compose d’un noyau de protons et d’un électron tournant à grande vitesse autour du noyau, formant l’enveloppe externe (orbite) de l’atome. Les atomes plus complexes possèdent plusieurs couches à travers lesquelles les électrons tournent.

Ces coquilles sont remplies d'électrons séquentiellement à partir du noyau (Figure 1.2).

Maintenant, regardons-le . La coque la plus externe s'appelle valence, et le nombre d'électrons qu'il contient s'appelle valence. Plus on s'éloigne du noyau coquille de valence, par conséquent, moins chaque électron de valence subit de force d’attraction de la part du noyau. Ainsi, l'atome augmente la capacité d'attacher des électrons à lui-même si la couche de valence n'est pas remplie et est située loin du noyau, ou de les perdre.
Les électrons de la couche externe peuvent recevoir de l’énergie. Si les électrons situés dans la couche de valence reçoivent le niveau d'énergie requis provenant de forces extérieures, ils peuvent s'en détacher et quitter l'atome, c'est-à-dire devenir des électrons libres. Les électrons libres sont capables de se déplacer de manière aléatoire d’un atome à l’autre. Les matériaux qui contiennent un grand nombre d'électrons libres sont appelés conducteurs .

Isolateurs , est l'opposé des conducteurs. Ils empêchent la circulation du courant électrique. Les isolants sont stables car les électrons de valence de certains atomes remplissent les couches de valence d’autres atomes et les rejoignent. Cela empêche la formation d’électrons libres.
Occuper une position intermédiaire entre isolants et conducteurs semi-conducteurs , mais nous en reparlerons plus tard
Considérons propriétés de l'atome. Un atome qui possède le même nombre d’électrons et de protons est électriquement neutre. Un atome qui gagne un ou plusieurs électrons devient chargé négativement et est appelé ion négatif. Si un atome perd un ou plusieurs électrons, il devient un ion positif, c'est-à-dire qu'il devient chargé positivement.

Comme vous le savez, tout ce qui est matériel dans l’Univers est constitué d’atomes. Un atome est la plus petite unité de matière qui possède ses propriétés. À son tour, la structure de l’atome est constituée d’une trinité magique de microparticules : protons, neutrons et électrons.

De plus, chacune des microparticules est universelle. Autrement dit, vous ne pouvez pas trouver deux protons, neutrons ou électrons différents dans le monde. Ils sont tous absolument semblables les uns aux autres. Et les propriétés de l'atome ne dépendront que de la composition quantitative de ces microparticules dans la structure globale de l'atome.

Par exemple, la structure d’un atome d’hydrogène est constituée d’un proton et d’un électron. L’atome le plus complexe, l’hélium, est constitué de deux protons, deux neutrons et deux électrons. Atome de lithium - composé de trois protons, quatre neutrons et trois électrons, etc.

Les atomes se combinent pour former des molécules, et les molécules se combinent pour former des substances, des minéraux et des organismes. La molécule d'ADN, qui est la base de tout être vivant, est une structure assemblée à partir des trois mêmes briques magiques de l'univers que la pierre posée sur la route. Bien que cette structure soit beaucoup plus complexe.

Des faits encore plus étonnants sont révélés lorsque nous essayons d’examiner de plus près les proportions et la structure du système atomique. On sait qu'un atome est constitué d'un noyau et d'électrons se déplaçant autour de lui selon une trajectoire décrivant une sphère. C’est-à-dire qu’on ne peut même pas l’appeler un mouvement au sens habituel du terme. Au contraire, l’électron est situé partout et immédiatement à l’intérieur de cette sphère, créant un nuage d’électrons autour du noyau et formant un champ électromagnétique.

Le noyau d'un atome est constitué de protons et de neutrons, et presque toute la masse du système y est concentrée. Mais en même temps, le noyau lui-même est si petit que si son rayon est augmenté jusqu'à une échelle de 1 cm, le rayon de l'ensemble de la structure atomique atteindra des centaines de mètres. Ainsi, tout ce que nous percevons comme matière dense est constitué de plus de 99 % de liaisons énergétiques entre les particules physiques seules et de moins de 1 % des formes physiques elles-mêmes.

Mais quelles sont ces formes physiques ? De quoi sont-ils faits et en quel matériau sont-ils ? Pour répondre à ces questions, examinons de plus près les structures des protons, des neutrons et des électrons. Nous descendons donc un pas de plus dans les profondeurs du micromonde - jusqu'au niveau des particules subatomiques.

De quoi est constitué un électron ?

La plus petite particule d'un atome est un électron. Un électron a une masse mais pas de volume. Dans le concept scientifique, un électron ne consiste en rien, mais est un point sans structure.

Un électron ne peut pas être vu au microscope. Il n’est visible que sous la forme d’un nuage d’électrons, qui ressemble à une sphère floue autour du noyau atomique. Dans le même temps, il est impossible de dire avec précision où se trouve l’électron à un moment donné. Les instruments sont capables de capturer non pas la particule elle-même, mais seulement sa trace énergétique. L’essence de l’électron n’est pas ancrée dans le concept de matière. C'est un peu comme une forme vide qui n'existe qu'en mouvement et grâce au mouvement.

Aucune structure dans l'électron n'a encore été découverte. C'est la même particule ponctuelle qu'un quantum d'énergie. En fait, un électron est de l’énergie, mais il s’agit d’une forme plus stable que celle représentée par les photons de lumière.

Pour le moment, l’électron est considéré comme indivisible. Cela est compréhensible, car il est impossible de diviser quelque chose qui n’a pas de volume. Cependant, la théorie a déjà des développements selon lesquels l'électron contient une trinité de quasiparticules telles que :

• Orbiton – contient des informations sur la position orbitale de l'électron ;
• Spinon – responsable de la rotation ou du couple ;
• Holon – contient des informations sur la charge de l'électron.

Or, comme on le voit, les quasiparticules n’ont absolument rien de commun avec la matière et ne véhiculent que de l’information.

Il est intéressant de noter qu’un électron peut absorber des quanta d’énergie, comme la lumière ou la chaleur. Dans ce cas, l'atome passe à un nouveau niveau d'énergie et les limites du nuage électronique s'étendent. Il arrive aussi que l'énergie absorbée par un électron soit si grande qu'il peut sortir du système atomique et poursuivre son mouvement en tant que particule indépendante. En même temps, il se comporte comme un photon de lumière, c'est-à-dire qu'il semble cesser d'être une particule et commence à présenter les propriétés d'une onde. Cela a été prouvé lors d’une expérience.

L'expérience de Jung

Au cours de l’expérience, un flux d’électrons a été dirigé vers un écran percé de deux fentes. En passant par ces fentes, les électrons sont entrés en collision avec la surface d'un autre écran de projection, y laissant leur marque. À la suite de ce « bombardement » d’électrons, un motif d’interférence est apparu sur l’écran de projection, semblable à celui qui apparaîtrait si des ondes, mais pas des particules, passaient à travers deux fentes.

Ce schéma se produit car une onde passant entre deux fentes est divisée en deux vagues. À la suite d'un mouvement ultérieur, les vagues se chevauchent et s'annulent mutuellement dans certaines zones. Le résultat est l’apparition de plusieurs lignes sur l’écran de projection, au lieu d’une seule, comme ce serait le cas si l’électron se comportait comme une particule.

Structure du noyau d'un atome : protons et neutrons

Les protons et les neutrons constituent le noyau d'un atome. Et malgré le fait que le noyau occupe moins de 1% du volume total, c'est dans cette structure que se concentre la quasi-totalité de la masse du système. Mais les physiciens sont divisés sur la structure des protons et des neutrons, et il existe actuellement deux théories.

• Théorie n°1 – Norme

Le modèle standard dit que les protons et les neutrons sont constitués de trois quarks reliés par un nuage de gluons. Les quarks sont des particules ponctuelles, tout comme les quanta et les électrons. Et les gluons sont des particules virtuelles qui assurent l'interaction des quarks. Cependant, ni quarks ni gluons n’ont jamais été trouvés dans la nature, ce modèle est donc soumis à de sévères critiques.

• Théorie n°2 – Alternative

Mais selon la théorie alternative du champ unifié, développée par Einstein, le proton, comme le neutron, comme toute autre particule du monde physique, est un champ électromagnétique tournant à la vitesse de la lumière.

Quels sont les principes de la structure atomique ?

Tout dans le monde - mince et dense, liquide, solide et gazeux - n'est que les états énergétiques d'innombrables champs qui imprègnent l'espace de l'Univers. Plus le niveau d’énergie du champ est élevé, plus celui-ci est fin et moins perceptible. Plus le niveau d’énergie est bas, plus il est stable et tangible. La structure de l'atome, ainsi que la structure de toute autre unité de l'Univers, réside dans l'interaction de tels champs - de densité énergétique différente. Il s’avère que la matière n’est qu’une illusion de l’esprit.

La leçon est consacrée à la formation d'idées sur la structure complexe de l'atome. L'état des électrons dans un atome est considéré, les concepts d'« orbitale atomique et de nuage d'électrons » et les formes des orbitales (orbitales s--, p-, d) sont introduites. Des aspects tels que le nombre maximum d'électrons aux niveaux et sous-niveaux d'énergie, la répartition des électrons entre les niveaux et sous-niveaux d'énergie dans les atomes des éléments des quatre premières périodes et les électrons de valence des éléments s, p et d sont également considéré. Un diagramme graphique de la structure des couches électroniques des atomes (formule graphique électronique) est donné.

Sujet : Structure de l'atome. Loi périodique D.I. Mendeleïev

Leçon : Structure atomique

Traduit du grec, le mot " atome" signifie « indivisible ». Cependant, des phénomènes ont été découverts qui démontrent la possibilité de sa division. Il s'agit de l'émission de rayons X, de l'émission de rayons cathodiques, du phénomène d'effet photoélectrique, du phénomène de radioactivité. Les électrons, les protons et les neutrons sont les particules qui composent un atome. Ils s'appellent particules subatomiques.

Tableau 1

En plus des protons, les noyaux de la plupart des atomes comprennent neutrons, qui ne comportent aucun frais. Comme le montre le tableau. 1, la masse d’un neutron n’est pratiquement pas différente de la masse d’un proton. Les protons et les neutrons constituent le noyau d'un atome et sont appelés nucléons (noyau - noyau). Leurs charges et masses en unités de masse atomique (amu) sont indiquées dans le tableau 1. Lors du calcul de la masse d'un atome, la masse de l'électron peut être négligée.

Masse atomique ( nombre de masse)égal à la somme des masses des protons et des neutrons qui composent son noyau. Le numéro de masse est indiqué par la lettre UN. D'après le nom de cette grandeur, il ressort clairement qu'elle est étroitement liée à la masse atomique de l'élément, arrondie au nombre entier le plus proche. A = Z + N

Ici UN- nombre de masse d'un atome (somme des protons et des neutrons), Z- charge nucléaire (nombre de protons dans le noyau), N- nombre de neutrons dans le noyau. Selon la doctrine des isotopes, la notion d’« élément chimique » peut être définie comme suit :

Élément chimique est un ensemble d'atomes ayant la même charge nucléaire.

Certains éléments existent sous la forme de plusieurs isotopes. « Isotopes » signifie « occupant la même place ». Les isotopes ont le même nombre de protons, mais diffèrent par leur masse, c'est-à-dire par le nombre de neutrons dans le noyau (nombre N). Puisque les neutrons ont peu d’effet sur les propriétés chimiques des éléments, tous les isotopes d’un même élément sont chimiquement impossibles à distinguer.

Les isotopes sont des variétés d'atomes du même élément chimique avec la même charge nucléaire (c'est-à-dire le même nombre de protons), mais avec un nombre différent de neutrons dans le noyau.

Les isotopes ne diffèrent les uns des autres que par leur nombre de masse. Ceci est indiqué soit par un exposant dans le coin droit, soit par une ligne : 12 C ou S-12 . Si un élément contient plusieurs isotopes naturels, alors dans le tableau périodique D.I. La masse atomique moyenne de Mendeleïev est indiquée en tenant compte de son abondance. Par exemple, le chlore contient 2 isotopes naturels 35 Cl et 37 Cl, dont la teneur est respectivement de 75 % et 25 %. Ainsi, la masse atomique du chlore sera égale à :

UNr(Cl)=0,75 . 35+0,25 . 37=35,5

Pour les atomes lourds synthétisés artificiellement, une valeur de masse atomique est donnée entre crochets. C'est la masse atomique de l'isotope le plus stable d'un élément donné.

Modèles de base de la structure atomique

Historiquement, le premier fut le modèle atomique de Thomson en 1897.

Riz. 1. Modèle de la structure de l'atome par J. Thomson

Le physicien anglais J. J. Thomson a suggéré que les atomes sont constitués d'une sphère chargée positivement dans laquelle sont intégrés des électrons (Fig. 1). Ce modèle est appelé au sens figuré « plum pudding », un petit pain aux raisins secs (où les « raisins secs » sont des électrons) ou « pastèque » avec des « graines » - des électrons. Cependant, ce modèle a été abandonné car des données expérimentales obtenues le contredisaient.

Riz. 2. Modèle de la structure de l'atome par E. Rutherford

En 1910, le physicien anglais Ernst Rutherford et ses étudiants Geiger et Marsden menèrent une expérience qui donna des résultats frappants, inexplicables du point de vue du modèle de Thomson. Ernst Rutherford a prouvé expérimentalement qu'au centre de l'atome se trouve un noyau chargé positivement (Fig. 2), autour duquel, comme les planètes autour du Soleil, tournent les électrons. L'atome dans son ensemble est électriquement neutre et les électrons sont retenus dans l'atome en raison des forces d'attraction électrostatique (forces de Coulomb). Ce modèle présentait de nombreuses contradictions et, surtout, n'expliquait pas pourquoi les électrons ne tombent pas sur le noyau, ni la possibilité d'absorption et d'émission d'énergie par celui-ci.

Le physicien danois N. Bohr a proposé en 1913, en utilisant comme base le modèle de l'atome de Rutherford, un modèle de l'atome dans lequel les particules électroniques tournent autour du noyau de l'atome à peu près de la même manière que les planètes tournent autour du Soleil.

Riz. 3. Modèle planétaire de N. Bohr

Bohr a suggéré que les électrons d'un atome ne peuvent exister de manière stable que sur des orbites éloignées du noyau à des distances strictement certaines. Il a qualifié ces orbites de stationnaires. En dehors des orbites stationnaires, un électron ne peut pas exister. Bohr ne pouvait pas expliquer pourquoi il en était ainsi à ce moment-là. Mais il a montré qu'un tel modèle (Fig. 3) permet d'expliquer de nombreux faits expérimentaux.

Actuellement, pour décrire la structure de l’atome, on utilise mécanique quantique. Il s’agit d’une science dont l’aspect principal est que l’électron possède à la fois les propriétés d’une particule et d’une onde, c’est-à-dire la dualité onde-particule. Selon la mécanique quantique, La région de l’espace dans laquelle la probabilité de trouver un électron est la plus grande est appeléeorbital. Plus un électron est éloigné du noyau, plus son énergie d’interaction avec le noyau est faible. Des électrons avec des énergies similaires se forment niveau d'énergie. Nombre de niveaux d'énergieéquivaut à numéro de période, dans lequel cet élément se trouve dans le tableau D.I. Mendeleïev. Il existe différentes formes d'orbitales atomiques. (Fig. 4). Les orbitales d et f ont une forme plus complexe.

Riz. 4. Formes des orbitales atomiques

Il y a exactement autant d’électrons dans la couche électronique d’un atome qu’il y a de protons dans son noyau, donc l’atome dans son ensemble est électriquement neutre. Les électrons dans un atome sont placés de manière à ce que leur énergie soit minimale. Plus l’électron est éloigné du noyau, plus il y a d’orbitales et plus leur forme est complexe. Chaque niveau et sous-niveau ne peut contenir qu’un certain nombre d’électrons. Les sous-niveaux, à leur tour, sont constitués d'énergie égale orbitales.

Au premier niveau d'énergie, le plus proche du noyau, il peut exister une orbitale sphérique ( 1 s). Au deuxième niveau d'énergie, il y a une orbitale sphérique, de grande taille, et trois orbitales p : 2 s2 ppp. Au troisième niveau : 3 s3 ppp3 ddddd.

En plus de se déplacer autour du noyau, les électrons ont également un mouvement, qui peut être considéré comme leur mouvement autour de leur propre axe. Cette rotation est appelée rotation ( dans la ruelle de l'anglais "broche"). Une orbitale ne peut contenir que deux électrons de spins opposés (antiparallèles).

Maximum nombre d'électrons par niveau d'énergie déterminé par la formule N=2 n 2.

Où n est le nombre quantique principal (numéro de niveau d'énergie). Voir le tableau. 2

Tableau 2

Selon l'orbitale dans laquelle se trouve le dernier électron, il y a s-, p-, d-éléments. Les éléments des principaux sous-groupes concernent s-, p-éléments. Dans les sous-groupes secondaires sont d-éléments

Diagramme graphique de la structure des couches électroniques des atomes (formule graphique électronique).

La configuration électronique est utilisée pour décrire la disposition des électrons dans les orbitales atomiques. Pour l'écrire, les orbitales sont écrites sur une ligne en symboles ( s--, p-, d-,F-orbitales), et devant eux se trouvent des chiffres indiquant le numéro du niveau d'énergie. Plus le nombre est élevé, plus l’électron est éloigné du noyau. En majuscules, au-dessus de la désignation orbitale, est écrit le nombre d'électrons situés dans une orbitale donnée (Fig. 5).

Riz. 5

Graphiquement, la répartition des électrons dans les orbitales atomiques peut être représentée sous forme de cellules. Chaque cellule correspond à une orbitale. Pour une orbitale P, il y aura trois cellules de ce type, pour une orbitale D - cinq, pour une orbitale F - sept. Une cellule peut contenir 1 ou 2 électrons. Selon La règle de Hund, les électrons sont distribués sur des orbitales d'énergie égale (par exemple, dans trois orbitales p), une à la fois, et ce n'est que lorsque chacune de ces orbitales contient déjà un électron que le remplissage de ces orbitales avec des seconds électrons commence. Ces électrons sont appelés jumelé. Cela s’explique par le fait que dans les cellules voisines, les électrons se repoussent moins, comme les particules chargées de la même manière.

Voir fig. 6 pour l’atome 7 N.

Riz. 6

Configuration électronique de l'atome de scandium

21 Sc: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 1

Les électrons du niveau d’énergie externe sont appelés électrons de valence. 21 Sc fait référence à d-éléments.

Résumer la leçon

La leçon a examiné la structure de l’atome, l’état des électrons dans l’atome et a introduit le concept d’« orbitale atomique et nuage d’électrons ». Les élèves ont appris quelle est la forme des orbitales ( s-, p-, d-orbitales), quel est le nombre maximum d'électrons aux niveaux et sous-niveaux d'énergie, la répartition des électrons à travers les niveaux d'énergie, qu'est-ce que s-, p- Et d-éléments. Un diagramme graphique de la structure des couches électroniques des atomes (formule graphique électronique) est donné.

Bibliographie

1. Rudzite G.E. Chimie. Fondamentaux de chimie générale. 11e année : manuel pour les établissements d'enseignement général : niveau de base / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14e éd. - M. : Éducation, 2012.

2. Popel P.P. Chimie : 8e année : manuel pour les établissements d'enseignement général / P.P. Popel, L.S. Krivlia. - K. : IC « Académie », 2008. - 240 pp. : ill.

3. A.V. Manuilov, V.I. Rodionov. Bases de la chimie. Manuel en ligne.

Devoirs

1. N° 5-7 (p. 22) Rudzitis G.E. Chimie. Fondamentaux de chimie générale. 11e année : manuel pour les établissements d'enseignement général : niveau de base / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14e éd. - M. : Éducation, 2012.

2. Écrivez des formules électroniques pour les éléments suivants : 6 C, 12 Mg, 16 S, 21 Sc.

3. Les éléments ont les formules électroniques suivantes : a) 1s 2 2s 2 2p 4.b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2. Quels sont ces éléments ?