Configuration électronique des atomes

I- Définition On appelle configuration électronique d’un atome à l’état fondamental, la répartition des électrons de l’atome sur les niveaux d’énergie des O.A., obtenue en appliquant les principes et règles de construction.

Exemple : Configuration électronique de O : 1s2 2s2 2p4 indique que l'atome d'oxygène dans son état fondamental a : 2 électrons décrits par l'O.A. ou sous couche 1s 2 électrons décrits par des O.A. 2s 4 électrons décrits par des O.A.2p

II - Principe et règles de construction II-a Principe d’exclusion de Pauli Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. S’ils sont représentés par la même orbitale atomique (même n, même l, même ml) ils ont des nombres quantiques magnétiques de spin différents. Une orbitale atomique peut décrire au maximum 2 électrons.

II - Principe et règles de construction II-a Principe d’exclusion de Pauli Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. S’ils ont même nombre quantique magnétique de spin, ils sont représentés par des orbitales atomiques différentes.

Représentation symbolique des O.A. et des électrons Chaque O.A est représentée par ou (O.A parfois appelée case quantique) 1 électron est représenté par ou 2 électrons sont représentés par: ou On ne peut pas avoir 2 électrons de même spin décrits par la même O.A.

II - Principe et règles de construction II-b Règle de remplissage de Klechkowski. L’occupation des niveaux d’énergie se fait par valeurs de (n+ ) croissant et pour (n+) donné, par n croissant. On obtient la séquence : 1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  …

Méthode pour retrouver l’ordre de remplissage: n+=1 n \  0 1 2 3 4 5 n+=2 1 2 3 4 5 6 7 8 1s n+=3 2s 2p n+=4 3s 3p 3d n+=5 4s 4p 4d 4f n+=6 5s 5p 5d 5f 5g n+=7 6s 6p 6d 6f 6g 6h n+=8 7s 7p 7d 7f 7g 7h 8s 8p 8d 8f 8g 8h

II Principe et règles de construction II-c Règle de Hund Lorsque plusieurs électrons se placent sur un même niveau d’énergie dégénérée, la configuration électronique la plus stable est obtenue quand le nombre d’électrons de même spin est maximum. Les électrons se placent par ml décroissant (par convention) . Représentation des électrons de la sous-couche 2p de O (3 O.A. et 4 électrons) m = 1 0 -1

III - Exemples et exceptions On donne la configuration des atomes neutres donc le nombre d’électrons est égal au nombre de protons soit Z He : Z = 2 1s2 O : Z = 8 1s2 2s2 2p4 Al : Z = 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Fe : Z = 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

III - Exemples et exceptions • Cr : Z = 24 Les règles de remplissage conduisent à 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 La configuration de Cr est en fait 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 • Cu : Z=29 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 La configuration de Cu est en fait 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

IV - électrons de cœur électrons de valence Soit nval le plus grand nombre quantique utilisé par les électrons d’un atome, nval est le nombre quantique de la couche de valence. Les électrons de valence sont les électrons de nombre quantique principal n = nval et ceux de nombre quantique principal inférieur à nval appartenant à des sous-couches incomplètes en cours de remplissage. Ce sont les électrons que l’atome peut utiliser pour former des ions ou des liaisons avec les autres atomes. Les autres électrons sont appelés électrons de cœur.

IV- Electrons de cœur électrons de valence Exemples et exceptions : • O : Z=8 1s2 2s2 2p4 nval = 2 Les électrons de valence sont les électrons 2s2 et 2p4 O a 6 électrons de valence et 2 électrons de cœur représentation symbolique des électrons de valence 2s 2p

IV- Electrons de cœur électrons de valence Exemples et exceptions : • Fe : Z=26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 nval = 4 Les électrons de valence sont les électrons 4s2 et les électrons 3d6 Fe a 8 électrons de valence et 18 électrons de cœur. représentation symbolique des électrons de valence: 4s 3d

IV- Electrons de cœur électrons de valence Exemples et exceptions : • Zn : Z=30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 nval = 4 Les électrons de valence sont les électrons 4s2 Zn a 2 électrons de valence La sous couche 3d est pleine Elle ne contient que des électrons de cœur. représentation symbolique des électrons de valence: 4s

IV- Electrons de cœur électrons de valence Exemples et exceptions : Cr: Z=24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 nval = 4 mais 3d en cours de remplissage 6 électrons de valence: 4s1 3d5 Représentation symbolique des électrons de valence  3d 4s pour Cr :

V - Diamagnétisme et paramagnétisme On peut calculer le spin total d’un atome en faisant la somme des ms de chaque électron. Si tous les électrons sont appariés, le spin total est nul. L’atome est dit diamagnétique. (Σms = 0) Si l’atome possède 1 ou plusieurs électrons célibataires, ils ont même nombre quantique magnétique de spin. Le spin total n’est pas nul. L’atome est dit paramagnétique. (Σms ≠ 0) O est paramagnétique He est diamagnétique

VI - Métal et non métal Si N ≤ nval il s’agit d’un métal Soit N le nombre d’électrons de nombre quantique principal nval. Un métal est caractérisé par un nombre N inférieur ou égal au nombre quantique principal nval. Si N ≤ nval il s’agit d’un métal Si N > nval il s’agit d’un non-métal. Un métal de transition est un atome dont la configuration électronique se termine en ndx avec 1 ≤ x ≤ 9 ou en nfy avec 1 ≤ y ≤ 13

VI - Métal et non métal Exemples et exceptions: Al Z=13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 nval = 3 N = 3 N=nval métal Fe Z=26 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d6 nval =4 N=2 N<nval métal O Z=8 1s2 2s2 2p4 nval = 2 et N = 6 N>nval non-métal Exception : Ge (germanium) 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d10 4p2 est un non-métal bien que nval = 4 et N = 4

VI - Métal et non métal Exemples et exceptions: Al est un métal, mais pas un métal de transition Fe, Cr et Cu sont des métaux de transition car ils ont des sous couches 3d partiellement remplies Fe Z=26 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d6 Cr Z=24 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1 3d5 Cu Z=29 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1 3d10

VII - Configuration électronique des ions monoatomiques Soit un atome X de numéro atomique Z   VII-a anion X-q L’atome a gagné q électrons. Il en possède au total (Z+q). La configuration électronique à l’état fondamental est obtenue en répartissant ces électrons suivant les mêmes règles que pour les atomes. La valeur maximale de q correspond à la saturation de la sous-couche de valence.

VII - Configuration électronique des ions monoatomiques VII-a anion X-q Exemple: O peut gagner 2 électrons pour compléter sa sous-couche 2p à 6 électrons. O2- : 1s2 2s2 2p6

VII- Configuration électronique des ions monoatomiques VII-b cation X+q La configuration électronique à l’état fondamental est obtenue en retirant à la configuration de l’atome les q électrons en commençant par ceux de n = nval et de  le plus grand. La valeur maximale de q est le nombre d’électrons de valence de l’atome. Exemple: Sc peut donner les 2 cations Sc2+ et Sc3+ Sc : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Sc2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 Sc3+ :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

VII- Configuration électronique des ions monoatomiques VII-c ions les plus stables Les ions les plus stables sont ceux qui se terminent en ns2 np6. Ils ont alors 8 électrons de valence. Exemple: Sc3+ :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Dans certains cas, on forme des ions très stables avec une configuration qui se termine en ns2 np6 nd10. Ils sont dits à 18 électrons. Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 donne le cation Zn2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10