Chimie structurale

La configuration électronique
des atomes et des ions

Une approche simplifiée


Chaque électron est caractérisé par ses quatre nombres quantiques (n, l, ml, ms). Pour déterminer les quatre nombres quantiques d'un électron particulier dans un atome, il faut respecter trois règles :

  • Le principe de Pauli,
  • la règle de Klechkowski,
  • la règle de Hund.

Première approche de la configuration électronique

Exemple des électrons de la couche n = 1

Si n = 1, alors l = 0 et  ml = 0 :

L'orbitale atomique dans laquelle va pouvoir se placer l'électron de la couche 1 sera donc l'OA s (l = 0), et sera représentée 1s. Comme l'électron peut prendre les valeurs de spin + 1/2 et -1/2, on pourra placer deux électrons dans cette orbitale :

1s1 : ­  
1s2 : ­ ¯

Exemple des électrons de la couche n = 2

Si n = 2, alors l = 0 ou l = 1.

Si l = 0, alors ml = 0 : OA 2s

Si l = 1, alors ml = -1 , ml = 0, ml +1 : on a 3 OA 2p :

2p :          

    

Exemple des électrons de la couche n = 3

Si n = 3, alors l = 0 ou l = 1 ou l = 2.

Si l = 0, alors ml = 0 : 1 OA 3s

Si l = 1, alors ml = -1 , ml = 0, ml = +1 : on a 3 OA 3p :

Si l = 2, alors ml = -2, ml = -1, ml = 0, ml = 1, ml = 2 : on a 5 OA 3d.

3d :                     

    

On peut faire le même raisonnement pour n = 4, n = 5, etc.

Voici le bilan des premières OA  :

Nombre et nom de l'orbitale atomique 1 OA s 3 OA p 5 OA d 7 OA f 9 OA g
Nombre d'électrons que peut contenir chaque OA 2 e- 6 e- 10 e- 14 e- 18 e-
n = 1 1s        
n = 2 2s 2p      
n = 3 3s 3p 3d    
n = 4 4s 4p 4d 4f  
n = 5 5s 5p 5d 5f 5g

 

Configuration électronique des atomes et des ions

  • Exemple de l'oxygène 168O : Z = 8 :
1s2 : ­¯ 2s2 : ­¯

2p4  :

­¯ ­ ­
  • Exemple du chlore 17Cl : Z = 17 :
1s2 : ­¯ 2s2 : ­¯

2p6  :

­¯ ­¯ ­¯

3s2  :

­¯

3p5  :

­¯ ­¯ ­
  • Exemple de l'ion chlorure 17Cl- : Z = 17 :
1s2 : ­¯ 2s2 : ­¯

2p6  :

­¯ ­¯ ­¯

3s2  :

­¯

3p6  :

­¯ ­¯ ­¯
  • Exemple du sodium 11Na : Z = 11 :
1s2 : ­¯ 2s2 : ­¯

2p6  :

­¯ ­¯ ­¯

3s1  :

­ 

En cas d'ionisation ce sont les électrons de la couche externe qui sont ejectés en premier :

  • Exemple de l'ion sodium 11Na+ : Z = 11 :
1s2 : ­¯ 2s2 : ­¯

2p6  :

­¯ ­¯ ­¯

3s0  :


Configuration électronique des ions

Lors de l'ionisation, c'est l'électron le plus éloigné (n le plus élevé) du noyau qui sera ionisé, et pas celui dont le niveau d'énergie est le plus élevé. Traitons un exemple : la configuration électronique du manganèse (Z = 25) est :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Pour obtenir la configuration électronique de l'ion Mn2+, il faut enlever deux électrons à la configuration précédente : les électrons les plus éloignés sont les deux électrons de la couche 4s. Par conséquent :

Mn2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

De façon à ne pas commettre l'erreur d'oublier à quelle OA on doit enlever les électrons, il est conseillé de toujours placer les OA de la configuration électronique de l'élément par ordre croissant des couches électroniques

 


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