Vidéo de la leçon: Configurations électroniques Chimie

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Dans cette vidéo, nous allons découvrir la notation de la configuration électronique, ainsi que décrire les configurations électroniques des atomes et des ions à partir des éléments du groupe principal jusqu’à la fin de la quatrième période du tableau périodique. La notation de la configuration électronique est un moyen de représenter la nature des électrons autour d’un atome ou d’un ion. Il s’agit d’une alternative à l’utilisation des quatre nombres quantiques. Nous allons rappeler ce que sont les nombres quantiques avant de passer aux configurations électroniques.

Le nombre quantique principal 𝑛 indique la couche électronique. Le nombre quantique secondaire ou nombre quantique de moment angulaire orbital, indique la sous-couche. Zéro correspond aux sous-couches de type s ; 1 correspond aux sous-couches de type p ; 2 correspond aux sous-couches de type d ; et 3 correspond aux sous-couches de type f. En regardant des atomes ayant un nombre élevé d’électrons, on s’aperçoit que la liste des valeurs admissibles pour chaque nombre quantique augmente, permettant ainsi d’avoir plus de combinaisons uniques possibles de nombres quantiques. En d’autres termes plus d’adresses, c’est plus de positions dans le nuage d’électrons. Mais nous avons besoin de deux autres nombres quantiques pour arriver au niveau des électrons individuels.

Le nombre quantique suivant est le nombre quantique magnétique, 𝑚 𝑙. Le nombre de valeurs admissibles pour le nombre quantique magnétique pour une valeur donnée du nombre quantique subsidiaire indique le nombre d’orbites par sous-couche : une orbite pour une sous-couche de type s, trois orbites pour une sous-couche de type p et cinq orbites pour une sous-couche de type d. Le même modèle se poursuit avec des sous-couches de type f avec sept orbites.

Le nombre quantique final 𝑚 s, le nombre quantique de spin, indique l’état de spin d’un électron, il peut être haut spin ou bas spin. Plus un demi indique un état haut spin, et moins un demi indique un état bas spin. Au cas où vous en auriez besoin, voici les formules générales pour 𝑙 et 𝑚 𝑙. Ce que vous devez retenir c’est qu’il y a deux états de spin possibles par orbite, donc deux électrons maximums ; une, trois, cinq ou sept orbites par sous-couche de type s, p, d ou f ; 𝑛 moins une sous-couche par couche ; et que le nombre quantique principal correspond au nombre de couches.

Les nombres quantiques sont très spécifiques, mais ils ne sont pas très condensés. C’est pourquoi nous utilisons la configuration électronique. Il s’agit d’un diagramme des couches d’électrons, et il est très efficace pour nous indiquer où se situent les électrons dans les couches. À l’autre extrême, les nombres quantiques sont parfaits pour nous préciser l’état d’un électron individuel.

Pour représenter ce diagramme avec des nombres quantiques, il nous en faudrait 28. Nous imaginons que nous en aurions besoin de beaucoup plus pour des atomes beaucoup plus gros. La configuration d’électron est un moyen efficace et pertinent. Commençons par construire la configuration électronique d’un atome d’azote. Nous commençons par la couche interne, indiquée par le nombre un. Dans la première couche électronique, il n’y a qu’un seul type de sous-couche, une sous-couche s. Pour notre configuration électronique, nous commençons par noter la sous-couche 1s. Une sous-couche de type s ne contient qu’une seule orbite. Et une orbite peut contenir un maximum de deux électrons. Sur le diagramme, il n’y a que deux électrons dans la première couche d’électrons. Nous pouvons placer ces deux électrons dans la sous-couche 1s, remplissant ainsi complètement la sous-couche et la couche. Nous pouvons indiquer le nombre d’électrons dans une sous-couche en plaçant un nombre en exposant à côté de la notation pour la sous-couche.

Vous vous demandez peut-être à présent où nous indiquons le spin électronique ? Pour cela, nous avons besoin d’un peu plus d’informations pour comprendre la signification de cette notation. Nous savons qu’il y a deux électrons dans l’orbite 1s. Donc l’un doit être haut spin et l’autre, bas spin. Même si, dans une configuration électronique, nous ne prenons pas spécifiquement en compte le spin, nous pouvons le comprendre en nous appuyant sur ce que nous savons déjà.

Par convention, le premier électron est haut spin et le second électron, bas spin. Voilà, nous avons identifié les deux premiers électrons. Passons maintenant aux cinq autres. Ces électrons se situent tous dans la deuxième couche d’électrons, nous commençons donc par un deux. Dans la deuxième couche électronique, il y a deux types de sous-couches, s et p. Par convention, nous notons chaque sous-couche de manière indépendante. Nous n’écrivons pas 2sp pour des raisons qui deviendront importantes par la suite Nous avons donc des deux séparés pour les deux sous-couches. Les deux premiers électrons vont dans la sous-couche 2s.

Les trois électrons suivants peuvent tous aller dans la sous-couche 2p. Avec trois orbites, il y a largement assez de place. Tous les électrons sont représentés, mais nous ne sommes pas encore sûrs des spins. L’orbite 2s ressemble à l’orbite 1s avec un électron haut spin et un bas spin. Mais c’est moins clair pour la sous-couche 2p, car il y a six places et trois électrons. Ils pourraient être comme ça, comme ça, ou même comme ça.

Le premier principe que nous devons respecter est que les électrons ne s’apparient que lorsque toutes les orbites ont au moins un électron. Un autre principe est que les électrons de la même sous-couche se rangeront de manière à maximiser leur spin global. Ainsi, le premier électron est haut spin dans la première orbite, le deuxième électron est également haut spin dans la deuxième orbite, et le troisième électron est aussi haut spin dans la troisième orbite. S’il y avait un quatrième électron, il serait bas spin dans la première orbite.

Chacun de ces principes porte un nom. La première règle est que la configuration de plus basse énergie est celle qui a le plus d’électrons non appariés. Dans cette configuration particulière, il y a trois électrons non appariés. Et nous ne ferions que réduire ce nombre si nous commencions à les associer. La deuxième règle est que ces électrons ont leur spin dans la même direction ; par convention, tous haut spin. Tous les électrons non appariés dans cette configuration sont haut spin. Ces règles, courtoisie de Friedrich Hund, sont connues sous le nom de règles de Hund.

À propos, vous verrez souvent configurations électroniques ou configurations d’électrons. On peut les utiliser indifféremment. Il est plus fréquent de trouver configurations électroniques lorsque nous parlons des configurations d’atome ou d’ion, et configuration d’électrons lorsque nous examinons la notation.

Nous allons examiner à présent comment savoir dans quel ordre remplir les sous-couches. La première règle est que plus la valeur de 𝑛 pour un électron est élevée, plus son énergie est élevée. Ainsi, un électron dans une sous-couche 1s est plus stable qu’un électron dans une sous-couche 2s ou 3s pour le même atome ou ion. La deuxième règle est que pour une valeur donnée de 𝑛, un électron dans la sous-couche de type s est plus stable qu’un autre dans une sous-couche de type p, d ou f. Ainsi, un électron dans la sous-couche 4s a une énergie plus faible qu’un électron dans la sous-couche 4p.

Mais les choses se compliquent quand 𝑛 augmente car la gamme d’énergies orbitales augmente aussi. Les énergies des orbites des première et deuxième couche d’électrons sont bien séparées. Il en va de même avec la deuxième et troisième couches d’électrons. Mais l’intervalle d’énergie de la quatrième couche d’électrons chevauche celle de la troisième. Cela signifie que certains électrons de la quatrième couche d’électrons seront en fait plus stables que certains électrons de la troisième couche d’électrons. Les équations nécessaires pour prédire les énergies exactes sont extrêmement compliquées. Heureusement, il existe un diagramme simple que nous pouvons utiliser pour mémoriser l’ordre.

Les orbites à plus faible énergie se situent dans la sous-couche 1s, suivies de celles des sous-couches 2s et 2p, suivies des 3s et des 3p. Cependant, la sous-couche 4s est généralement plus faible en énergie que la sous-couche 3d, bien qu’elles soient très proche. Ainsi la sous-couche 4s est remplie en premier, avant la 3d. Nous pourrions simplement nous rappeler de la séquence, mais cette disposition particulière nous aide.

Nous pouvons utiliser ces flèches diagonales pour classer les sous-couches suivant leur énergie : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, puis 3d. Et nous pouvons poursuivre de même avec 4p et 5s, 4d, 5p et 6s, et ainsi de suite. Cet outil est très utile pour déterminer les configurations électroniques des atomes ou des ions. Dans certains cas cependant, il n’est pas fidèle à la réalité. Dans cette vidéo, nous ne verrons pas les cas pour lesquels il y a des inexactitudes significatives. Mais nous devons examiner une chose qui ressort avec évidence. Les électrons entrent d’abord dans l’orbite à plus faible niveau énergie. Ceci est connu comme le principe Aufbau.

Les électrons d’un atome ou d’un ion à l’état fondamental occupent l’orbite disponible de plus basse énergie. Vous pourrez voir les configurations électroniques classées par ordre d’énergie, ce qui est utile pour savoir exactement où placer les électrons. Elles peuvent aussi être classées par nombre quantique à partir du plus bas : par exemple, toutes les sous-couches avec 𝑛 égal à trois avant les sous-couches avec 𝑛 égal à quatre. Les deux présentations sont valables, bien que vous trouverez plus souvent le système par énergies quand il s’agira d’essayer de déterminer où les électrons doivent aller.

Entraînons-nous un peu à remplir des sous-couches avec l’exemple du krypton.

L’élément krypton a un numéro atomique de 36. Ainsi, nous savons que l’atome de krypton a 36 protons dans son noyau et 36 électrons dans son nuage électronique. Les deux premiers électrons iront dans la sous-couche 1s, c’est fait pour les deux premiers. Deux autres iront dans la sous-couche 2s. La prochaine sous-couche à remplir est la sous-couche 2p. Les sous-couches de type p contiennent au maximum six électrons. Nous en avons plus qu’assez pour remplir cette sous-couche. Donc, les six électrons suivants vont ici.

Ensuite, nous avons le début de la troisième couche électronique avec les sous-couches 3s et 3p. Cela fait deux électrons dans la sous-couche 3s et six dans le 3p. Nous ne remplissons pas la sous-couche 3d avant d’avoir rempli la sous-couche 4s. Ça fait donc deux électrons, nous poursuivons avec 10 autres dans la sous-couche de type d. Les sous-couches de type d ont cinq orbites et admettent 10 électrons au maximum. Pour savoir où vont les six électrons restants, nous devons continuer notre diagramme.

Le prochain arrêt est la sous-couche 4p, qui peut contenir un maximum de six électrons. C’est exactement le nombre d’électrons qui nous reste. Tous les électrons désormais pris en compte, nous savons que la configuration électronique d’un atome de krypton à l’état fondamental est 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6.

Comme vous le constatez, les configurations électroniques peuvent être assez longues. Nous pouvons simplifier les configurations électroniques en plaçant des parenthèses autour des symboles d’élément. Par exemple, les parenthèses autour du symbole de l’élément krypton indiquent cette configuration d’électrons complète. Par exemple, nous pouvons représenter ainsi la configuration électronique d’un atome de rubidium, qui a un électron de plus qu’un atome de krypton. De cette façon, nous pouvons nous concentrer sur l’électron de 5s, qui est plus important que les électrons de cœur pour comprendre la chimie du rubidium. En règle générale, nous ne rencontrons que les éléments du groupe 18 avec cette notation ; l’hélium, le néon et l’argon sont de bons exemples.

Jetons à présent un coup d’œil aux ions. Pour déterminer la configuration électronique des ions, nous commençons par examiner la configuration électronique de l’atome équivalent et nous ajoutons ou retirons des électrons. Nous retirons des électrons de l’orbite occupée avec l’énergie la plus élevée ou ajoutons des électrons à l’orbite disponible avec l’énergie la plus basse. La configuration électronique d’un atome de sodium est 1s2 2s2 2p6 3s1. Dans cette configuration, la sous-couche 3s a l’énergie la plus élevée. Ainsi, quand nous ôtons un électron d’un atome de sodium, l’électron dans l’orbite 3s sera ôté en premier. La configuration électronique d’un ion sodium Na+ peut s’écrire ainsi : 1s2 2s2 2p6, en laissant totalement de côté la sous-couche 3s. Mais il est parfaitement juste d’écrire 3s0 pour préciser quelle sous-couche par rapport à l’atome a perdu un électron.

Vous avez peut-être remarqué que 1s2 2s2 2p6 est la même configuration électronique que celle d’un atome de néon. Nous pouvons exprimer cette similitude entre le sodium plus et le néon en disant qu’ils sont isoélectroniques. Ce que nous voulons dire par là c’est qu’un atome de néon a exactement le même nombre d’électrons qu’un ion de sodium. Il est très important de comprendre que les configurations électroniques peuvent être affectées à des atomes ou des ions. Si nous n’avons que la configuration électronique, nous ne pouvons pas dire avec certitude si nous sommes en présence d’un ion sodium plus ou d’un atome de néon, ou n’importe lequel parmi un nombre phénoménal d’anions et de cations. Pour déterminer ce que c’est, il faut qu’on nous précise s’il s’agit d’un atome ou d’un ion avec une charge spécifique.

Entraînons-nous un peu à lire des configurations électroniques. Voici un exemple : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. On nous dit que cela correspond à un atome. Nous pouvons calculer le nombre total d’électrons en additionnant l’occupation de chaque sous-couche. Grâce à cela, nous pouvons déterminer que cet atome a 16 électrons au total. Les atomes sont, par définition, neutres, avec le même nombre de protons et d’électrons. Cet atome particulier doit donc avoir 16 protons. Nous pouvons déterminer l’élément pour cet atome en cherchant le nombre 16 dans le tableau périodique. L’élément avec le numéro atomique 16 est le soufre. Ainsi, cette configuration concerne un atome de soufre.

L’exemple suivant est une configuration de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 pour un ion deux plus. Nous faisons d’abord exactement la même chose : additionner le nombre d’électrons dans la configuration électronique. Cependant, pour former un ion deux plus à partir d’un atome, l’atome doit perdre deux électrons. Ainsi, pour déterminer le nombre d’électrons dans l’atome, nous devons les rajouter. Par conséquent, dans l’atome équivalent, il y aurait 20 électrons, 20 protons, ce qui signifie que nous avons affaire à un ion de calcium. L’ion calcium deux plus a la configuration électronique 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Si nous voulons comprendre rapidement la configuration électronique d’un atome d’un élément à l’état fondamental, nous pouvons utiliser une astuce avec le tableau périodique. Le tableau périodique est essentiellement organisé en fonction des configurations électroniques des atomes des éléments. En regardant la position du dernier électron dans la configuration électronique des atomes, nous observons une constante intéressante. L’électron externe d’un atome d’hydrogène se trouve dans la sous-couche 1s, et il en va de même pour un atome d’hélium. Et nous observons la même chose avec le lithium et le béryllium. Nous pouvons élargir cela au bore jusqu’au néon, et au-delà.

Si nous voulons nous souvenir rapidement de la configuration électronique d’un atome de néon, il suffit de tenir compte de tous les électrons précédents. Il y a les deux électrons dans la sous-couche 1s, les deux électrons dans la sous-couche 2s et six électrons dans la sous-couche 2p. Cette astuce est intéressante pour les éléments des blocs s ou p, mais elle ne marche pas aussi bien avec les éléments des blocs d ou f.

Terminons avec les points clés. La notation de configuration électronique est un moyen pratique pour résumer les informations sur l’état des électrons dans un atome ou un ion. La notation est une suite de symboles de sous-couche avec des exposants pour indiquer le nombre d’électrons dans chaque sous-couche. Nous pouvons classer les sous-couches par énergie ou par nombre quantique. Quelle que soit la manière dont on organise la notation des sous-couches, elles sont remplies par ordre d’énergie, le plus faible niveau en premier.

Nous pouvons estimer quelle sous-couche a le niveau d’énergie le plus faible en les organisant dans un diagramme d’Aufbau, dans lequel les sous-couches sont classées par 𝑛 et 𝑙. Cette estimation fonctionne assez bien avec les éléments du groupe principal. Les règles de Hund nous disent que les électrons de la même sous-couche ne s’apparient que s’il n’y a pas d’orbites vides, et que les électrons non appariés dans la même sous-couche auront le même spin.