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CONFIGURATION ELECTRONIQUE

La configuration électronique d'un atome ou d'un ion à l'état fondamental indique le remplissage électronique des différentes couches et sous-couches (orbitales atomiques) de l'atome, par ordre croissant d'énergie des orbitales. Principe de construction (ou Aufbau) : ce remplissage se fait en respectant : - la règle de Hund : dans une sous-couche donnée, les électrons se placent d'abord avec un maximum d'électrons célibataires à spin parallèle (maximum d'énergie d'échange) - le principe d'exclusion de Pauli : deux électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. En d'autre terme, deux électrons d'une même orbitale (mêmes valeurs de n, l et de ml) doivent différer par la valeur de leur nombre quantique magnétique de spin ms qui doivent prendre les valeurs ms = + ½ et m s = ½ (car s = ½). - le remplissage se fait en suivant la règle suivante (règle de Klechkowski) qui donne à peu de choses près l'ordre d'énergie des orbitales atomique croissant* : - le remplissage se fait par valeurs de (n+l) croissantes - pour des valeurs de (n+l) identiques, la sous-couche ayant la plus petite valeur de n se remplit en premier * c'est vrai jusqu'à la valeur du numéro atomique Z = 20.

Schéma récapitulatif : n\l

0

1

1s

2

2s

2p

3

3s

3p

3d

4

4s

4p

4d

4f

5

5s

5p

5d

5f

6

6s

6p

6d

7

7s

1

2

3

N.B. A partir de Z=21, l'ordre de remplissage et l'ordre des énergies croissantes commencent à différer légèrement. En effet, à partir de Z = 21 (Sc), il y a une très légère inversion entre les énergies des souscouches 4s et 3d. On remplit donc d'abord la sous-couche 4s mais la sous-couche 3d est un peu plus basse en énergie et s'écrit donc avant la sous-couche 4s lorsqu'on écrit la configuration électronique de l'atome (ex. l'atome de Fe - vide infra) Lors de l'ionisation d'un élément, la sous-couche 4s se vide en premier (ex. l'ion Fe2+ - vide infra). Si l'atome ou l'ion n'est pas isolé, mais par exemple au centre d'un complexe de coordination, la souscouche 4s est vide et les électrons correspondants se trouvent alors sur la sous-couche 3d (ex. le complexe [Fe(CO)5] - vide infra).

Exemples de configurations électroniques : - le chlore (ZCl = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p5 ou encore

10[Ne]

- l'ion chlorure Cl : 10 [Ne] 3s2 3p6

18[Ar]

2

2

6

ou encore 2

6

6

3s 2 3p5

2

6 2 - le fer Fe (ZFe = 26) : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s ou 18[Ar] 3d 4s N.B. il est très fortement conseillé d'écrire cette configuration électronique par ordre d'énergies croissantes (donc 3d n 4s2 ) plutôt que par ordre de remplissage (4s2 3dn ).

- l'ion Fe2+ : 1s2 2s 2 2p6 3s 2 3p6 3d6

ou encore 18[Ar] 3d6

- le fer dans le complexe pentacarbonylfer [Fe(CO)5] :

18[Ar]

3d8

N.B. Le fer est au DO 0 dans ce composé.

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Nombre d'électrons de valence On peut facilement relier le nombre d'électrons de valence d'un atome à sa place dans le tableau périodique. Pour les éléments des blocs s et d, le nombre d'électrons de valence est directement égal au numéro de la colonne (ou groupe). Ex. Le sodium 11Na : [Ne] 3s1 Ex. Le fer 26Fe : 18[Ar] 3d6 4s 2

Il y a 1 e de valence et Na est dans la colonne 1. Il y a 8 e de valence et Fe est dans la colonne 8.

Pour les éléments du bloc p, le nombre d'électrons de valence est égal au numéro de la colonne moins 10 unités (correspondant au nombre d'éléments du bloc d). Ex. Le fluor 9F : [He] 2s 2 2p 5

Il y a 7 e de valence et F est dans la colonne 17....