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.
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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 :
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 :
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.
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 |
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| n = 2 |
2s |
2p |
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| n = 3 |
3s |
3p |
3d |
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| n = 4 |
4s |
4p |
4d |
4f |
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| n = 5 |
5s |
5p |
5d |
5f |
5g |
Configuration électronique des atomes et des ions
- Exemple de l'oxygène 168O : Z = 8 :
| 1s2 : |
¯ |
2s2 : |
¯ |
2p4 : |
¯ |
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- Exemple du chlore 17Cl : Z = 17 :
| 1s2 : |
¯ |
2s2 : |
¯ |
2p6 : |
¯ |
¯ |
¯ |
3s2 : |
¯ |
3p5 : |
¯ |
¯ |
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- Exemple de l'ion chlorure 17Cl- : Z = 17 :
| 1s2 : |
¯ |
2s2 : |
¯ |
2p6 : |
¯ |
¯ |
¯ |
3s2 : |
¯ |
3p6 : |
¯ |
¯ |
¯ |
- Exemple du sodium 11Na : Z = 11 :
| 1s2 : |
¯ |
2s2 : |
¯ |
2p6 : |
¯ |
¯ |
¯ |
3s1 : |
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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 : |
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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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