Fiche explicative de la leçon: Configurations électroniques Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à utiliser la représentation des couches électroniques pour identifier des éléments et à décrire les configurations électroniques des atomes et des ions.

Les chimistes quantiques ont lancé des idées révolutionnaires sur la structure des électrons au cours des années 1920. Ils ont soulevé le modèle atomique nucléaire qui avait été proposé auparavant par des scientifiques comme Ernest Rutherford et l’ont remplacé par des théories plus radicales de chimie quantique. Des scientifiques tels que Louis de Broglie et Erwin Schrödinger ont montré que les électrons ont à la fois des propriétés d’ondes et de particules, et ils ont proposé que les atomes soient décrits avec des équations d’onde. Les chimistes utilisent maintenant des fonctions mathématiques complexes, les orbitales atomiques, pour décrire l’emplacement et le comportement ondulatoire d’un électron dans un atome.

Les chimistes quantiques ont proposé quatre nombres quantiques permettant de décrire chaque type d’orbitale atomique et de déterminer comment les orbitales atomiques sont successivement remplies d’électrons. L’orbitale atomique 1s est l’orbitale atomique de plus faible énergie. L’orbitale atomique 1s a un nombre quantique principal de 1, un nombre quantique secondaire de 0 et un nombre quantique magnétique de 0. Les électrons remplissent toujours l’orbitale 1s avant de remplir tout autre type d’orbitale.

Le nombre quantique principal () détermine la taille et l’étendue de chaque couche d’électrons. Le carré du nombre quantique principal permet de déterminer combien il y a de sous-couches dans une même couche d’électrons. Le double du nombre obtenu correspond au nombre maximal d’électrons pouvant se trouver dans une couche ou un niveau d’énergie. Les couches d’électrons qui ont les nombres quantiques principaux 1, 2, 3, 4 et 5 sont parfois marquées avec les lettres K, L, M, N et O issues de la spectrométrie des rayons X. Les lettres P et Q sont utilisées pour les couches ayant les nombres quantiques principaux 6 et 7.

Le tableau périodique n’inclut aucun élément ayant une couche O () complètement remplie d’électrons. Les atomes ont tendance à être extrêmement instables quand ils ont des numéros atomiques élevés. Il est incroyablement difficile de produire un atome qui a une couche O complètement remplie car cet atome aurait un numéro atomique très élevé. L’atome serait extrêmement instable, et il se désintègrerait presque immédiatement après sa formation. La plupart des manuels de chimie se concentrent sur les quatre premières couches d’électrons, car il y a beaucoup d’éléments qui ont des couches K, L, M et N entièrement remplies.

Le nombre quantique secondaire () détermine la forme d’une orbitale atomique. Le nombre quantique secondaire peut être tout entier compris entre 0 et . Cela signifie que chaque couche d’énergie peut contenir un nombre de sous-couches égal à son nombre quantique principal. La première couche d’électrons () peut avoir une sous-couche avec un nombre quantique secondaire égal à 0, et a deuxième couche d’électrons () peut avoir deux sous-couches ayant des nombres quantiques secondaires de 0 et 1. La troisième couche d’électrons () peut avoir trois sous-couches ayant des nombres quantiques secondaires allant de 0 à 2. La quatrième couche d’électrons () peut avoir quatre sous-couches ayant des nombres quantiques secondaires allant de 0 à 3. Les quatre sous-couches aux nombres quantiques secondaires les plus bas peuvent être classées comme suit.

Il y a une légère différence d’énergie entre les sous-couches d’un niveau d’énergie donné. L’énergie augmente à mesure que le nombre quantique secondaire augmente. Parmi ces quatre sous-couches, la sous-couche s a l’énergie la plus faible et la sous-couche f a l’énergie la plus élevée. On peut alternativement écrire : s < p < d < f.

Le nombre quantique magnétique détermine le nombre d’orbitales dans chaque sous-couche. Il détermine également leurs orientations dans l’espace. Le nombre quantique magnétique peut être tout entier entre et . La sous-couche s a 1 orbitale atomique, la sous-couche p a 3 orbitales atomiques et la sous-couche d a 5 orbitales atomiques. La sous-couche f a 7 orbitales atomiques. Le nombre total d’orbitales par sous-couche peut être déterminé grâce à la formule .

Une orbitale atomique ne peut contenir que deux électrons. Cela signifie que toute sous-couche s ne peut contenir que deux électrons, puisque les sous-couches s ont 1 orbitale et . Cela signifie également que toute sous-couche p ne peut contenir que 6 électrons, car les sous-couches p ont 3 orbitales et . Ce raisonnement peut être étendu pour déterminer qu’une orbitale d peut contenir un maximum de 10 électrons.

Le dernier nombre quantique est le nombre quantique de spin , et il détermine le moment angulaire intrinsèque d’un électron. Chaque orbitale atomique peut contenir 1 électron de spin « up » et 1 électron de spin « down » .

Le principe d’exclusion de Pauli stipule que dans tout atome ou ion, deux électrons ne peuvent pas avoir les mêmes quatre nombres quantiques. Dans tout atome, chaque orbitale atomique a sa propre combinaison de nombres quantiques , et et chaque orbitale atomique peut contenir 1 électron de spin « up » et 1 électron de spin « down » .

On peut comprendre le principe d’exclusion de Pauli plus facilement si l’on considère les électrons d’un atome d’hélium. Les électrons d’un atome d’hélium occupent tous deux la même orbitale atomique. Ils sont tous deux contenus dans l’orbitale 1s. Cela signifie qu’ils ont le même nombre quantique principal et le même nombre quantique secondaire. Cela signifie aussi qu’ils ont le même nombre quantique magnétique. Les électrons ont tous deux un nombre quantique principal de un () et un nombre quantique secondaire de zéro (). Ils ont tous deux un nombre quantique magnétique égal à zéro . Cependant, ils ne peuvent pas tous les deux avoir le même ensemble de quatre nombres quantiques. Ils doivent avoir des nombres quantiques de spin différents. Ils doivent avoir différents états de spin. Et c’est bien le cas. L’un des électrons d’hélium se trouve dans un état de spin « up » , tandis que l’autre se trouve dans un état de spin « down » . Les électrons d’un atome d’hélium sont dans la même orbitale atomique, mais ils obéissent bien au principe d’exclusion de Pauli parce qu’ils ont des nombres quantiques de spin différents.

Le principe d’Aufbau stipule que dans tout atome, les électrons doivent remplir les orbitales atomiques de plus faible énergie avant de pouvoir remplir les orbitales atomiques de plus haute énergie. Les électrons remplissent toujours l'orbitale atomique 1s, la plus basse en énergie, puis les orbitales atomiques 2s et 2p, plus élevées en énergie. Le diagramme ci-dessous montre les niveaux d’énergie relatifs des dix-huit premières sous-couches d’électrons.

Le diagramme des niveaux d’énergie peut être utilisé pour comprendre que les électrons rempliront toujours la sous-couche 1s avant de commencer à remplir la sous-couche 2s et que la sous-couche 2s sera toujours remplie avant la sous-couche 2p. Le diagramme des niveaux d’énergie permet également de voir que l’ordre de remplissage n’est pas si évident. Certaines sous-couches ayant des nombres quantiques principaux relativement élevés doivent être remplies avant d’autres sous-couches ayant des nombres quantiques principaux inférieurs. Par exemple, la sous-couche 4s a tendance à être remplie avant la sous-couche 3d car la sous-couche 4s a un niveau d’énergie plus faible.

La position relative des sous-couches sur le diagramme des niveaux d’énergie peut sembler déroutante, mais elle peut être comprise avec la règle relativement simple du . La règle du stipule que l’énergie d’une sous-couche est déterminée par la somme de ses nombres quantiques principal et secondaire (). Le tableau ci-dessous indique la somme des valeurs des sept sous-couches ayant l’énergie la plus faible. Le tableau montre que les sous-couches ayant les niveaux d’énergie les plus faibles ont les valeurs de les plus faibles. La sous-couche 1s a une valeur de de 1, et la sous-couche 2s a une valeur de de 2. Ceci explique pourquoi les sous-couches 1s et 2s sont remplies en premier. Le tableau montre également que la sous-couche 4s a une valeur de de 4 et la sous-couche 3d a une valeur de de 5. La sous-couche 3d doit être remplie avant la sous-couche 4s car elle a la plus petite valeur de . Ce tableau pourrait être étendu pour déterminer l’ordre de remplissage des autres sous-couches.

Vous remarquerez ici que certaines sous-couches ont la même valeur de . Ce n’est pas aussi problématique que cela puisse paraître. Les chimistes quantiques indiquent que si les sous-couches ont la même valeur de , alors il suffit de comparer leurs nombres quantiques principaux. La sous-couche d’énergie la plus élevée sera celle qui a le plus grand nombre quantique principal. Le tableau montre que les sous-couches 2p et 3s ont la même valeur de . Elles ont toutes les deux un de trois (). Cela ne signifie pas qu’elles ont la même énergie. Elles ont des énergies différentes car elles ont différents nombres quantiques principaux. La sous-couche 3s a l’énergie la plus élevée car elle a le nombre quantique principal le plus élevé. La sous-couche 3s a un nombre quantique principal de 3, alors que la sous-couche 2p a un nombre quantique principal de 2.

La règle de Hund stipule que chacune des orbitales atomiques d’une sous-couche sera occupée par un électron dans un état de spin « up », avant qu’une orbitale atomique de cette sous-couche ne soit occupée par un deuxième électron, dans un état de spin « down ». Cela peut être clarifié par quelques illustrations schématiques. Les figures ci-dessous représentent les orbitales atomiques sous forme de cases et les électrons sous forme de flèches. Les électrons de spin « up » sont représentés par des flèches dirigées vers le haut (↑), et les électrons de spin « down » sont représentés par des flèches dirigées vers le bas (↓). Les figures comparent les configurations électroniques correctes et incorrectes d’un atome d’azote. On peut voir que les trois électrons de la sous-couche 2p préfèrent occuper individuellement les trois orbitales de cette sous-couche plutôt que de former une paire dans une orbitale et d’occuper individuellement une autre orbitale.

La figure ci-dessous montre la configuration électronique d’un atome d’oxygène. L’atome d’oxygène possède quatre électrons dans la sous-couche p. Trois des électrons de la sous-couche 2p sont de spin « up », et le dernier électron est de spin « down ». Le dernier électron est forcé d’être dans un état de spin « down » pour réduire la force de répulsion entre les deux électrons de charge négative formant une paire.

Les électrons résistent clairement à l’occupation double d’une orbitale s’il leur est possible de les occuper toutes individuellement. C’est parce qu’il y a des forces de répulsion entre les électrons formant une paire dans une orbitale atomique. Considérons la sous-couche 2p d’un atome d’azote. La sous-couche 2p a une énergie relativement faible si elle contient trois électrons de spin « up », car il y a des forces de répulsion relativement faibles entre ses trois électrons. La sous-couche 2p a une énergie plus élevée si elle contient deux électrons de spin « up » et un électron de spin « down » car il y a une orbitale atomique contenant deux électrons. Cette orbitale atomique a une énergie élevée parce qu’elle a un électron de spin « up » et un électron de spin « down ». Elle a une haute énergie car elle contient des électrons qui se repoussent.

On pourrait faire l’hypothèse incorrecte que l’oxygène aurait une énergie relativement faible s’il avait trois électrons dans sa sous-couche 2p et un dans sa sous-couche 3s. Cela pourrait sembler être une hypothèse raisonnable puisque l’oxygène n’aurait aucune de ses orbitales atomiques 2p ou 3s remplies d’électrons appariés. Mais cette hypothèse apparemment raisonnable est complètement incorrecte. La sous-couche 3s a une énergie beaucoup plus élevée que la sous-couche 2p, et un atome d’oxygène finira par avoir une énergie très élevée s’il a un ou plusieurs de ses électrons dans la sous-couche 3s. Les atomes ont une énergie relativement élevée quand ils ont des orbitales avec des électrons appariés, mais ils ont une énergie encore plus élevée si ces mêmes électrons sont placés dans des sous-couches de plus haute énergie.

Exemple 2: Comprendre la façon dont les électrons remplissent successivement les orbitales atomiques

Quel schéma montre le positionnement correct des six premiers électrons dans la représentation graphique de la configuration électronique d’un élément ? 

Réponse

Le principe d’Aufbau stipule que les électrons doivent remplir les sous-couches de basse énergie avant de pouvoir remplir les sous-couches de plus haute énergie. Cela signifie que les électrons devront remplir complètement les sous-couches de plus faible énergie 1s puis 2s avant de pouvoir remplir la sous-couche de plus haute énergie 2p. La règle de Hund stipule que les électrons occuperont individuellement les différentes orbitales atomiques d’une sous-couche avant qu’un deuxième électron ne soit placé dans une orbitale atomique. La sous-couche 2p devrait être remplie d’électrons de spin « up » avant de pouvoir être remplie avec des électrons de spin « down ». L’option C respecte ces règles de la chimie quantique, et nous pouvons donc déterminer que c’est la bonne réponse à cette question.

Pour écrire une configuration électronique complète, on peut écrire les termes de chaque sous-couche et indiquer en exposant le nombre d’électrons présents dans cette sous-couche. Le tableau suivant donne les configurations électroniques des éléments composant la deuxième période du tableau périodique.

Les termes de base représentent les sous-couches, et les termes en exposant indiquent combien d’électrons sont dans ces sous-couches. Il est important de souligner ici qu’il existe deux conventions principales pour l’écriture de configurations électroniques. Considérons par exemple la configuration électronique du krypton. Elle pourrait être écrite .

Mais elle pourrait aussi être écrite .

La première séquence est ordonnée en fonction de la position dans le tableau périodique, et la deuxième séquence correspond à un ordre croissant des nombres quantiques. Nous choisirons de représenter la configuration électronique en termes de position dans le tableau périodique car elle est plus courante et semble plus facile à comprendre.

La configuration électronique des atomes peut devenir assez longue lorsqu’on a affaire à des éléments qui ont des numéros atomiques élevés. Il est parfois plus facile d’utiliser les termes des gaz rares entre crochets pour représenter les électrons de cœur d’un élément plutôt que d’inclure chaque terme de sous-couche.

On peut représenter le potassium avec la configuration électronique au lieu de . On peut représenter le rubidium avec la configuration électronique au lieu de . On peut représenter le césium avec la configuration électronique et le francium avec la configuration électronique [] . Le tableau ci-dessous donne les configurations électroniques des éléments du groupe 1A. Il donne les configurations électroniques complètes et abrégées.

Les électrons peuvent être retirés d’un atome lors d’une réaction chimique ou lorsque l’atome est bombardé avec certains rayonnements ionisants. L’atome d’un élément perd presque toujours ses électrons de valence avant de perdre ses électrons de cœur. Le magnésium est un métal du groupe 2, de configuration électronique . Les atomes de magnésium de charge neutre perdent généralement leurs deux électrons de la sous-couche 3s lorsqu’ils réagissent avec d’autres atomes non métalliques et forment des composés ioniques. Les atomes de magnésium perdent deux électrons de la sous-couche 3s, et ils forment des ions de configuration électronique .

Les rayonnements ionisants peuvent être utilisés pour retirer successivement des électrons de valence et des électrons de cœur d’un atome de charge neutre. La première énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour enlever un électron d'un atome de gaz chargé de façon neutre. Elle permet de quantifier la quantité d'énergie nécessaire pour produire un cation de charge à partir d'un atome de gaz de charge neutre. La première énergie d’ionisation peut être décrite avec l’équation générale suivante qui utilise le symbole pour représenter les atomes de charge neutre : 

La deuxième énergie d’ionisation correspond à la quantité d’énergie nécessaire pour former une mole d’ions gazeux de charge à partir d’une mole d’ions gazeux de charge . La troisième énergie d’ionisation correspond à la quantité d’énergie nécessaire pour former une mole d’ions gazeux de charge à partir d’une mole d’ions gazeux de charge . La ^ième énergie d’ionisation correspond à la quantité d’énergie nécessaire pour retirer une mole d’électrons d’une mole d’atomes ou d’ions de charge . Les valeurs d’énergie d’ionisation augmentent à mesure que des électrons sont retirés de l’atome. L’énergie de première ionisation est relativement faible et les deuxième et troisième énergies d’ionisation sont beaucoup plus grandes.

Les électrons sont toujours retirés de la couche d’électrons la plus extérieure avant d’être retirés de toute couche interne d’électrons. Les électrons ont aussi tendance à être retirés de la sous-couche p d’un niveau d’énergie avant d’être retirés des autres sous-couches s puis d. Le krypton perdra les électrons de sa sous-couche 4p avant de perdre des électrons de sa sous-couche 4s, et le rubidium perdra les électrons de sa sous-couche 5s avant de perdre tout électrons de sa sous-couche 4p.

Les électrons peuvent également être excités et donc déplacés d’une orbitale atomique vers une orbitale atomique complètement différente, lorsqu’ils absorbent des photons ou entrent en collision avec d’autres atomes ou particules à proximité. L’électron excité est dans un état instable, et en général, il retourne très rapidement dans sa sous-couche d’origine, en émettant des photons. La configuration électronique d’un atome excité est relativement facile à identifier car elle n’obéit pas au principe d’Aufbau. Certaines des sous-couches d’électrons de haute énergie contiennent au moins un électron alors que d’autres sous-couches d’électrons de faible énergie ne sont pas complètement remplies.

Les atomes d’azote non excités auront toujours la configuration électronique , mais un atome d’azote excité pourrait avoir la configuration électronique ou . Dans le premier exemple, un des électrons de la sous-couche 2p est excité vers une sous-couche 3s, et dans le deuxième exemple, un des électrons de la sous-couche 2p est excité vers la sous-couche 3p.

Il faut voir qu’un certain atome peut parfois avoir la même configuration électronique qu’un ion d’un autre élément complètement différent. Les atomes de charge neutre d’un élément peuvent temporairement perdre ou gagner des électrons et se retrouver avec le même nombre d’électrons et la même configuration électronique qu’un autre élément. Différents atomes et ions sont décrits comme étant isoélectroniques lorsqu’ils ont le même nombre d’électrons et la même configuration électronique. L’ion magnésium est isoélectronique avec l’ion fluor de charge négative et l’atome de néon de charge neutre . Chaque système possède la même configuration électronique ou .