Transcript Configuration électronique des atomes

Configuration électronique des
atomes
I- Définition
On appelle configuration électronique
d’un atome à l’état fondamental, la
répartition des électrons de l’atome
sur les niveaux d’énergie des O.A.,
obtenue en appliquant les principes et
règles de construction.
Exemple :
Configuration électronique de O :
1s2 2s2 2p4
indique que l'atome d'oxygène dans son
état fondamental a :
2 électrons décrits par l'O.A. ou sous
couche 1s
2 électrons décrits par des O.A. 2s
4 électrons décrits par des O.A.2p
II - Principe et règles de
construction
II-a Principe d’exclusion de Pauli
Deux électrons d’un même atome ne
peuvent pas avoir leurs quatre nombres
quantiques identiques.
S’ils sont représentés par la même orbitale
atomique (même n, même l, même ml) ils ont
des nombres quantiques magnétiques de
spin différents.
Une orbitale atomique peut décrire au
maximum 2 électrons.
II - Principe et règles de
construction
II-a Principe d’exclusion de Pauli
Deux électrons d’un même atome ne
peuvent pas avoir leurs quatre nombres
quantiques identiques.
S’ils
ont
même
nombre
quantique
magnétique de spin, ils sont représentés
par des orbitales atomiques différentes.
Représentation symbolique des
O.A. et des électrons
Chaque O.A est représentée par
ou
(O.A parfois appelée case
quantique)
1 électron est représenté par
ou
2 électrons sont représentés par:
ou
On ne peut pas avoir 2 électrons de même
spin décrits par la même O.A.
II - Principe et règles de construction
II-b Règle de remplissage de
Klechkowski.
L’occupation des niveaux d’énergie se fait
par valeurs de (n+ ) croissant et
pour (n+) donné, par n croissant.
On obtient la séquence :
1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d 
5p  …
Méthode pour retrouver l’ordre de
remplissage:
n+=1
n \
0
1
2
3
4
5
1
1s
2
2s
2p
3
3s
3p
3d
4
4s
4p
4d
4f
5
5s
5p
5d
5f
5g
6
6s
6p
6d
6f
6g
6h
7
7s
7p
7d
7f
7g
7h
8
8s
8p
8d
8f
8g
8h
n+=2
n+=3
n+=4
n+=5
n+=6
n+=7
n+=8
II Principe et règles de construction
II-c Règle de Hund
Lorsque plusieurs électrons se placent sur un
même
niveau
d’énergie
dégénérée,
la
configuration électronique la plus stable est
obtenue quand le nombre d’électrons de même
spin est maximum. Les électrons se placent par
ml décroissant (par convention) .
Représentation des électrons de la sous-couche
2p de O (3 O.A. et 4 électrons)
m =
1
0
-1
III - Exemples et exceptions
On donne la configuration des atomes
neutres donc le nombre d’électrons est égal
au nombre de protons soit Z
He : Z = 2
1s2
O : Z = 8
1s2 2s2 2p4
Al : Z = 13
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Fe : Z = 26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
III - Exemples et exceptions
Exceptions:
• Cr : Z = 24
Les règles de remplissage conduisent à
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
La configuration de Cr est en fait
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
• Cu : Z=29
Les règles de remplissage conduisent à
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
La configuration de Cu est en fait
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
IV - électrons de cœur électrons de valence
Soit nval le plus grand nombre quantique utilisé par
les électrons d’un atome, nval est le nombre
quantique de la couche de valence.
Les électrons de valence sont les électrons
de nombre quantique principal n = nval et ceux
de nombre quantique principal inférieur à nval
appartenant à des sous-couches incomplètes
en cours de remplissage.
Ce sont les électrons que l’atome peut utiliser pour
former des ions ou des liaisons avec les autres
atomes.
Les autres électrons sont appelés électrons de
cœur.
IV- Electrons de cœur électrons de
valence
Exemples et exceptions :
• O : Z=8 1s2 2s2 2p4
nval = 2
Les électrons de valence sont les électrons
2s2 et 2p4
O a 6 électrons de valence et 2 électrons de
cœur
représentation
valence
symbolique
2s
des
2p
électrons
de
IV- Electrons de cœur électrons de
valence
Exemples et exceptions :
• Fe : Z=26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 nval = 4
Les électrons de valence sont les électrons 4s2 et
les électrons 3d6
Fe a 8 électrons de valence et 18 électrons de
cœur.
représentation
valence:
symbolique
4s
3d
des
électrons
de
IV- Electrons de cœur électrons de
valence
Exemples et exceptions :
• Zn : Z=30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
nval = 4
Les électrons de valence sont les électrons 4s2
Zn a 2 électrons de valence
La sous couche 3d est pleine Elle ne contient que
des électrons de cœur.
représentation
valence:
symbolique
4s
des
électrons
de
IV- Electrons de cœur électrons de
valence
Exemples et exceptions :
Cr: Z=24 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
nval = 4
mais 3d en cours de remplissage
6 électrons de valence: 4s1 3d5
Représentation
valence
symbolique
pour Cr :
4s
3d
des
électrons
de
V - Diamagnétisme et paramagnétisme
On peut calculer le spin total d’un atome en faisant la somme
des ms de chaque électron.
Si tous les électrons sont appariés, le spin total est
nul. L’atome est dit diamagnétique. (Σms = 0)
Si l’atome possède 1 ou plusieurs électrons
célibataires, ils ont même nombre quantique
magnétique de spin. Le spin total n’est pas nul.
L’atome est dit paramagnétique.
(Σms ≠ 0)
O est paramagnétique He est diamagnétique
VI - Métal et non métal
Soit N le nombre d’électrons de nombre quantique
principal nval.
Un métal est caractérisé par un nombre N
inférieur ou égal au nombre quantique principal
nval.
Si N ≤ nval il s’agit d’un métal
Si N > nval il s’agit d’un non-métal.
Un métal de transition est un atome dont la
configuration électronique se termine en
ndx avec 1 ≤ x ≤ 9
ou en
nfy avec 1 ≤ y ≤ 13
VI - Métal et non métal
Exemples et exceptions:
Al Z=13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 nval = 3
N=nval
métal
N=3
Fe Z=26 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d6 nval =4
N<nval
O
Z=8
métal
N=2
1s2 2s2 2p4
nval = 2 et N = 6
N>nval non-métal
Exception :
Ge (germanium) 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d10 4p2
est un non-métal bien que nval = 4 et N = 4
VI - Métal et non métal
Exemples et exceptions:
Al est un métal, mais pas un métal de transition
Fe, Cr et Cu sont des métaux de transition car ils
ont des sous couches 3d partiellement remplies
Fe Z=26
1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2 3d6
Cr Z=24
1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1 3d5
Cu Z=29
1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1 3d10
VII - Configuration électronique des
ions monoatomiques
Soit un atome X de numéro atomique Z
VII-a anion X-q
L’atome a gagné q électrons.
Il en possède au total (Z+q).
La configuration électronique à l’état fondamental
est obtenue en répartissant ces électrons suivant
les mêmes règles que pour les atomes.
La valeur maximale de q correspond
saturation de la sous-couche de valence.
à
la
VII - Configuration électronique des
ions monoatomiques
VII-a anion X-q
Exemple:
O peut gagner 2 électrons pour compléter sa
sous-couche 2p à 6 électrons.
O2- : 1s2 2s2 2p6
VII- Configuration électronique des ions
monoatomiques
VII-b cation X+q
La configuration électronique à l’état fondamental
est obtenue en retirant à la configuration de l’atome
les q électrons en commençant par ceux de n = nval et
de  le plus grand.
La valeur maximale de q est le nombre d’électrons
de valence de l’atome.
Exemple: Sc peut donner les 2 cations Sc2+ et Sc3+
Sc : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Sc2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1
Sc3+ :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
VII- Configuration électronique des ions
monoatomiques
VII-c ions les plus stables
Les ions les plus stables sont ceux qui se terminent
en ns2 np6. Ils ont alors 8 électrons de valence.
Exemple:
Sc3+ :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Dans certains cas, on forme des ions très stables
avec une configuration qui se termine en ns2 np6
nd10. Ils sont dits à 18 électrons.
Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
donne le cation Zn2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10