| Chimie structurale |
Configuration électronique
Il existe deux nomenclatures de configurations électroniques.
La plus simple est la configuration de type K, L, M etc. qui permet de comprendre la répartition des électrons sur les différentes couches électroniques.
La seconde, plus complexe mais plus féconde, est le fruit de la mécanique quantique. La configuration électronique y est décrite en tant qu'orbitales s, p, d, f etc.
Configuration électronique de type K, L, M etc.
Dans ce modèle, les règles sont les suivantes. Soit un élément de numéro atomique Z. L'atome neutre qui lui correspond porte Z électrons. Ces Z électrons vont se répartir sur différentes couches électroniques à différentes distances du noyau. Il paraît logique qu'au plus la couche sera éloignée du noyau, au plus elle pourra comporter d'électrons. En effet, la première couche comporte au maximum deux électrons ; la seconde, 8 ; la troisième 18... selon la loi :
Sur la nème couche, on 2n² électrons.
On appelle n le nombre quantique principal (entier n ³ 1)
Chaque couche est caractérisée par une lettre. La première couche est la couche K, la seconde L, la troisième M est ainsi de suite, dans l'ordre alphabétique.
Tableau résumé
Couche n°
Nom
Nombre maximum d'électrons
1
K
2
2
L
8
3
M
18
4
N
32
Pour déterminer la configuration électronique d'un élément, on considère son nombre d'électrons, et on fait figurer en exposant le nombre d'électrons répartis sur chaque couche. Mais quelques exemples vallent mieux qu'un grand discours.
Exemple. Voici les configurations électroniques de quelques éléments chimiques répartis dans différentes zones de la classification périodique.
- L'hydrogène (H) a pour numéro atomique 1 : Z = 1. Sa configuration est K1.
- Le lithium (Li) , Z = 3 : K2 L1
- Le carbone (C), Z = 6 : K2 L4
- La magnésium (Mg), Z = 12 : K2 L8 M2
- L'étain (Sn), Z = 50 : K2 L8 M18 N22
- L'uranium (U), Z = 92 : K2 L8 M18 N32 O32
Ce type de configuration n'a qu'un intérêt limité : celui d'introduire la notion de configuration électronique, en vue de pouvoir réaliser des structures de Lewis. La méthode la plus intéressante est celle des orbitales atomiques.
Exemples. Voici quelques exemples d'ions.
- 168O2- : 10 électrons : K2 L8.
- 23892U4+ : 88 électrons : K2 L8 M18 N32 O28.
Une constatation s'impose : seuls le nombre quantique principal n ne suffit à décrire complètement les propriétés de l'électron, d'où la nécessité de décrire de nouveaux paramètres.
Méthode des orbitales atomiques
Cette méthode est directement issue de la mécanique quantique, mais nous ne ferons ici que décrire la méthode et non pas en expliquer l'origine. Pour plus d'informations : configuration électronique et mécanique quantique.
La chimie quantique postule qu'un atome est caractérisé par quatre nombres quantiques :
- n : le nombre quantique principal
- l : le nombre quantique secondaire
- m : le nombre quantique magnétique
- s : le nombre quantique de spin
Comme tout concept issu de la mécanique quantique, chaque nombre n'a pas de signification concrète évidente. Nous dirons néanmoins que n, le nombre quantique principal, correspond à la couche électronique : n = 1, 2, 3, 4 ...
La règle de remplissage consiste à suivre les indications du tableau ci-contre. Une fois le nombre d'électrons connu (pour l'atome ou l'ion), on les répartis sur chaque orbitale dans l'ordre imposé par les flèches rouges : on part du 1s, on passe au 2s, puis au 2p, au 3s, au 4s, au 4p, au 5s etc.
Exemple. Le carbone (C), Z = 6 : 1s² 2s² 2p².
Corrélats
Pour partir à la découverte des configurations électroniques des atomes de la classification périodique des éléments, vous pouvez vous rendre à la page classification périodique interactive.
