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Comme nous l’avons appris dans la première partie, la théorie atomique moderne place les protons et les neutrons dans le noyau d’un atome et les électrons dans un nuage diffus entourant ce noyau. Cependant, lorsque les chimistes et les physiciens ont commencé à examiner la structure des atomes, il est apparu que tous les électrons des atomes n’étaient pas équivalents. Les électrons n’étaient pas placés au hasard dans un “nuage” massif, ils semblaient plutôt être disposés selon des niveaux d’énergie distincts et il fallait de l’énergie pour déplacer les électrons d’un niveau d’énergie inférieur à un niveau d’énergie supérieur. Un modèle mathématique de la structure atomique a été élaboré au début du XIXe siècle, définissant ces niveaux d’énergie comme des niveaux quantiques, et aujourd’hui cette description est généralement appelée mécanique quantique.
Selon le modèle quantique de l’atome, l’électron des éléments connus peut résider dans sept niveaux quantiques différents, désignés par le nombre quantique principal n, où n a une valeur de un à sept. Lorsque le nombre quantique augmente, l’énergie moyenne des électrons ayant ce nombre quantique augmente également. Chacune des sept rangées du tableau périodique correspond à un nombre quantique différent. La première rangée (n = 1) ne peut accueillir que deux électrons. Ainsi, un élément de la première rangée du tableau périodique ne peut avoir plus de deux électrons (l’hydrogène en a un et l’hélium en a deux). La deuxième rangée (n = 2) peut accueillir huit électrons et un élément de la deuxième rangée du tableau périodique aura deux électrons dans le premier niveau (il est plein) et jusqu’à huit électrons dans le deuxième niveau.
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La théorie quantique nous apprend également que les électrons d’un niveau d’énergie donné ne sont pas tous équivalents. À l’intérieur d’un niveau d’énergie, les électrons résident dans des sous-niveaux (ou sous-coquilles). Les sous-niveaux d’un niveau donné sont identifiés par les lettres s, p, d et f et le nombre total de sous-niveaux est également donné par le nombre quantique n. Le sous-niveau s peut contenir deux électrons, le p en contient six, le d en contient 10 et le f en contient 14. Les éléments de la première ligne du tableau périodique (n = 1) n’ont des électrons que dans le sous-niveau 1s (n = 1), il ne peut donc y avoir qu’un seul sous-niveau). L’électron unique dans l’hydrogène serait identifié comme 1s1 et les deux électrons dans l’hélium seraient identifiés comme 1s 2 . Le fluor, dans la deuxième rangée du tableau périodique (n = 2), a un numéro atomique de neuf et possède donc neuf électrons. Les électrons du fluor sont disposés, deux dans le premier niveau (1s 2 ), deux dans le suborbital 2s (2s 2 ) et cinq dans le suborbital 2p (2p 5 ). Si nous devions écrire la configuration électronique du fluor, nous l’écririons sous la forme 1s 2 2s 2 2p 5 . Chacun des sous-niveaux d’un atome est également associé à une orbitale, une orbitale étant simplement une région de l’espace où l’électron est susceptible de se trouver.
As we learned in Part 1, modern atomic theory places protons and neutrons in the nucleus of an atom and electrons in a diffuse cloud surrounding that nucleus. However, when chemists and physicists began to examine the structure of atoms, it became apparent that not all of the electrons in atoms were equal. The electrons were not randomly placed in a massive “cloud”; rather, they appeared to be arranged in distinct energy levels, and it took energy to move the electrons from a lower energy level to a higher energy level. A mathematical model of atomic structure was developed in the early 19th century that defined these energy levels as quantum levels, and today this description is generally referred to as quantum mechanics.
According to the quantum model of the atom, the electron of known elements can reside in seven different quantum levels, designated by the principal quantum number n, where n has a value from one to seven. As the quantum number increases, so does the average energy of electrons with that quantum number. Each of the seven rows of the periodic table corresponds to a different quantum number. The first row (n = 1) can only accommodate two electrons. Thus, an element in the first row of the periodic table can have no more than two electrons (hydrogen has one and helium has two). The second row (n = 2) can accommodate eight electrons, and an element in the second row of the periodic table will have two electrons in the first level (it’s full) and up to eight electrons in the second level.
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Quantum theory also teaches us that not all electrons in a given energy level are equivalent. Within an energy level, electrons reside in sublevels (or subshells). The sublevels of a given level are identified by the letters s, p, d and f, and the total number of sublevels is also given by the quantum number n. Sub-level s can contain two electrons, p six, d 10 and f 14. Elements in the first row of the periodic table (n = 1) only have electrons in sublevel 1s (n = 1), so there can only be one sublevel.) The single electron in hydrogen would be identified as 1s1 and the two electrons in helium as 1s 2. Fluorine, in the second row of the periodic table (n = 2), has an atomic number of nine and therefore possesses nine electrons. Fluorine’s electrons are arranged, two in the first level (1s 2 ), two in the suborbital 2s (2s 2 ) and five in the suborbital 2p (2p 5 ). If we were to write the electronic configuration of fluorine, we would write it as 1s 2 2s 2 2p 5. Each of an atom’s sublevels is also associated with an orbital, an orbital simply being a region of space where the electron is likely to be.