Chapitre 6 Les configurations électroniques, les propriétés des atomes et le tableau périodique

6.1 Atomes formés de plusieurs électrons Le modèle de Bohr ne s’applique qu’aux atomes hydrogénoïdes, c’est-à-dire ne contenant qu’un seul électron ; ex.: H, He+, Li2+. Dans ce cas, l’énergie d’un électron ne dépend que du nombre quantique principal n, c’est-à-dire de la couche où il se trouve. Ex: dans l’atome d’hydrogène, E3s = E3p = E3d ; on dit alors que les orbitales 3s, 3p et 3d sont dégénérées. Dans les atomes polyélectroniques s’ajoute la répulsion entre les électrons ; en conséquence : on ne peut plus calculer l’énergie d’un niveau ; ne s’applique plus.

Atomes non hydrogénoïdes - suite L’énergie de l’électron ne dépend plus seulement de la couche où il se trouve (nombre quantique principal n) : elle dépend aussi de la sous-couche (nombre quantique secondaire, ℓ). Pour une couche donnée : Es < Ep < Ed < Ef , etc. Pour une sous-couche donnée, les orbitales sont dégénérées. Ex : dans n’importe quel atome,

6.2 La configuration électronique C’est la façon dont les électrons sont distribués dans les différentes orbitales. Il existe 2 notations: Notation spdf : on écrit les sous-couches avec, en exposant, le nombre d’électrons présents dans chacune. Ex: 1s2 2s2 2p4 signifie qu’il y a 2 électrons dans la sous-couche 1s 2 électrons dans la sous-couche 2s 4 électrons dans la sous-couche 2p

Configuration électronique – cases quantiques Notation par cases quantiques : on représente une orbitale par un carré et un électron par une flèche ; pour les orbitales dégénérées, on relie les cases quantiques entre elles. Ex:

Configurations électroniques – notation abrégée On peut utiliser une notation abrégée de la configuration électronique en remplaçant la partie qui correspond à un gaz noble par le symbole de celui-ci, placé entre crochets. Exemples: Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne]3s1 K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ou [Ar]4s1 Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ou [Ar]4s2 3d6 La notation abrégée s’applique également avec la représentation par cases quantiques.

6.3 Les règles régissant les configurations électroniques On distribue les électrons dans les orbitales en ordre d’énergie croissante.

Principe d’exclusion de Pauli   Principe d’exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent posséder les 4 mêmes nombres quantiques (voir p.235). ⇒ 2 e- maximum par orbitale ⇒ ça explique la forme du tableau périodique : ℓ 0 1 2 3 Type d’orbitale s p d f m 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 -3,-2,-1,0,1,2,3 nb d’orbitales 1 3 5 7 nb d’e- 2 6 10 14 région du tableau 1 et 2 13 à 18 métaux de lanthanides transition actinides

Règle de Hund Règle de Hund : dans une sous-couche, on met le plus de spins parallèles possible (règle du banc d’autobus!)(voir p.236). N : 1s 2s 2p N : 1s 2s 2p N : 1s 2s 2p

6.4 Les configurations électroniques: le principe de Aufbau Principe de Aufbau = application des règles régissant les configurations électroniques. Représentation de l’atome à l’état fondamental. Ex: N : 1s2 2s2 2p3 ou Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 ou Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 ou

Exceptions au principe de Aufbau Le principe de Aufbau prédit correctement la configuration électronique des éléments représentatifs mais pas celle des éléments de transition ni des éléments de transition interne ; de ceux-ci, on retiendra seulement : Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ou Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ou Exceptions causées par la recherche de symétrie des orbitales d.

6.5 Les configurations électroniques et les lois périodiques La structure du tableau périodique reflète les configuration électroniques.

Les électrons de valence « La chimie, c'est un déplacement d'électrons » périphériques (lire p.241-243). e- périphériques (ou de valence) (p.246): e- dont le nb quantique principal n est le plus élevé; ajouter les e- d et f si ces orbitales ne sont pas remplies. Exemples: N : 1s2 2s2 2p3 Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 Xe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

Les configurations électroniques de ions Pour acquérir un degré d’oxydation négatif (charge négative), un élément remplit ses orbitales p : Groupe VA : -3 Ex: N : 1s2 2s2 2p3  N3- : 1s2 2s2 2p6 Groupe VIA : -2 Ex: S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Groupe VIIA : -1 Ex: F : 1s2 2s2 2p5      F- : 1s2 2s2 2p6

Ions positifs Pour acquérir un degré d’oxydation positif (charge positive), un élément représentatif perd tous ses e- périphériques, ou seulement ses e- périphériques p : Groupe IA : +1 Ex : Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ :1s2 2s2 2p6 Groupe IVA : +4, +2 Ex : C : 1s2 2s2 2p2  C4+: 1s2  C2+: 1s2 2s2 

Ions des métaux de transition Pour les ions de métaux de transition, les e- périphériques s partent les premiers. Exemple: Mn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Mn2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5  Mn7+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6  

6.7 Les propriétés atomiques périodiques des éléments Effet d'écran et charge effective: dans un atome polyélectronique, un électron donné est à la fois attiré par le noyau et repoussé par les autres électrons L’attraction réelle qui s’exerce sur lui est inférieure à celle qu’exercerait le noyau seul. Autre façon de présenter l’effet d'écran : les e- forment un « écran » entre le noyau et d'autres e- situés plus loin, (ceux dont n est plus grand) Ça « diminue » l’attraction que le noyau peut exercer sur les électrons dont n est plus grand.

Charge effective - suite Zeff = Zréel - effet d'écran Zeff : charge effective Zréel: charge réelle du noyau effet d’écran : répulsion occasionnée par la présence des autres électrons

Charge effective - exemple Ex : atome de bore Les e- internes (1s) forment un « écran » entre le noyau et les e- périphériques. Les e- périphériques (2s, 2p) « voient » un noyau dont la charge est plus petite que +5

Le rayon atomique Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ RA ↓ de gauche à droite. Dans une colonne : n des e- péri. ↑ de haut en bas ⇒ distance noyau - e- péri. ↑ de haut en bas ⇒ RA ↑ de haut en bas

Le rayon ionique Les cations (ions positifs) ont des électrons en moins par rapport à leur élément respectif. Le noyau attire plus intensément les e- restants que dans l’élément correspondant. Un cation est plus petit que l’atome dont il provient. Les anions (ions négatifs) ont des électrons en plus par rapport à leur élément respectif. L’intensité des forces de répulsion qui s’exercent entre les e- augmente. Un anion est plus volumineux que l’atome dont il provient.

Espèces isoélectroniques Espèces isoélectroniques = atomes/ions possédant le même nb d’e-; Ils ont donc la même configuration électronique. Numéro atomique ↑ ⇒ attraction entre noyau et e- ↑ ⇒ RA ↓ Exemple: S2- > Cl- > Ar > K+ > Ca2+ (grandeur du rayon) 16 17 18 19 20 protons Tous ces atome/ions ont comme configuration électronique 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 .

L’énergie d’ionisation Énergie d’ionisation : énergie requise pour enlever un e- à un atome gazeux. X (g) → X+ (g) + e- I1 X+ (g) → X2+ (g) + e- I2 et ainsi de suite. Processus toujours endothermique puisqu’on sépare une charge positive d'une charge négative (demande de l’énergie, voir page 257). I1 < I2 < I3 ... pour un élément donné puisque la charge positive de l’ion est de plus en plus grande. I1 + I2 : énergie nécessaire pour enlever deux e- à X.

Périodicité de l’énergie d’ionisation Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ I ↑ de gauche à droite. Dans une colonne : n des e- périphériques ↑ de haut en bas ; distance entre noyau et e- périphériques ↑ de haut en bas ; I ↓ de haut en bas.

Affinité électronique Affinité électronique : variation d’énergie associée à l’acceptation d’un électron par un élément neutre. A (g) + e- → A- (g) AE Parfois exothermique, parfois endothermique. Ce n’est pas I à l’envers ; présence d’un ion positif dans l’équation d’énergie d’ionisation; présence d’un ion négatif dans l’équation d’affinité électronique.

Affinité électronique - exemple Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- ΔH = ? Pour calculer ΔH, on décompose la réaction en autant d’étapes qu’il y a d’électrons. L’énergie de chacune de ces étapes a déjà été mesurée et peut être trouvée dans des tableaux de données : Cl- (g) → Cl (g) + e- - AE = 348 kJ/mol Cl (g) → Cl+ (g) + e- I1 = 1251 kJ/mol Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- 1599 kJ/mol

Périodicité de l’affinité électronique Dépend a peu près des mêmes facteurs que I (Zeff, distance noyau-e-) ; mais la symétrie sphérique est plus importante → variation plus irrégulière de gauche à droite dans une rangée (p.260).