Chapitre 5

Les configurations électroniques, les propriétés des atomes et le tableau

périodique

5.1 Atomes formés de plusieurs électrons

• Le modèle de Bohr ne s’applique qu’aux atomes hydrogénoïdes, c’est-à-dire ne contenant qu’un seul électron ; ex.: H, He+, Li2+.

• Dans ce cas, l’énergie d’un électron ne dépend que du nombre quantique principal n, c’est-à-dire de la couche où il se trouve. – Ex: dans l’atome d’hydrogène, E3s = E3p = E3d ; on dit alors que les

orbitales 3s, 3p et 3d sont dégénérées.

• Dans les atomes polyélectroniques s’ajoute la répulsion entre les électrons ; en conséquence : – on ne peut plus calculer l’énergie d’un niveau ;

– ne s’applique plus.J

n

10x2,179E

2

18

n

Atomes non hydrogénoïdes - suite

• L’énergie de l’électron ne dépend plus seulement de la couche où il se trouve (nombre quantique principal n) : elle dépend aussi de la sous-couche (nombre quantique secondaire, ℓ).

• Pour une couche donnée : Es < Ep < Ed < Ef , etc.

• Pour une sous-couche donnée, les orbitales sont dégénérées.

• Ex : dans n’importe quel atome,

zyx ppp EEE 222

5.2 La configuration électronique

• C’est la façon dont les électrons sont distribués dans les différentes orbitales.

• Il existe 2 notations:

– Notation spdf : on écrit les sous-couches avec, en exposant, le nombre d’électrons présents dans chacune.

– Ex: 1s2 2s2 2p4 signifie qu’il y a 2 électrons dans la sous-couche 1s

2 électrons dans la sous-couche 2s

4 électrons dans la sous-couche 2p

Configuration électronique – cases quantiques

• Notation par cases quantiques : on représente une orbitale par un carré et un électron par une flèche ; pour les orbitales dégénérées, on relie les cases quantiques entre elles.

• Ex:

Configurations électroniques – notation abrégée

• On peut utiliser une notation abrégée de la configuration électronique en remplaçant la partie qui correspond à un gaz noble par le symbole de celui-ci, placé entre crochets.

• Exemples:

Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 ou [Ne]3s1

K : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ou [Ar]4s1

Fe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ou [Ar]4s2 3d6

• La notation abrégée s’applique également avec la représentation par cases quantiques.

5.3 Les règles régissant les configurationsélectroniques

• On distribue les électrons dans les orbitales en ordre d’énergie croissante.

Principe d’exclusion de Pauli

• Principe d’exclusion de Pauli : dans un atome, deux électrons ne peuvent posséder les 4 mêmes nombres quantiques (voir p.202). – ⇒ 2 e- maximum par orbitale

– ⇒ ça explique la forme du tableau périodique :

ℓ 0 1 2 3

Type d’orbitale s p d f

m 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2 -3,-2,-1,0,1,2,3

nb d’orbitales 1 3 5 7

nb d’e- 2 6 10 14

région du tableau 1 et 2 13 à 18 métaux de lanthanides

transition actinides

 

Règle de Hund

• Règle de Hund : dans une sous-couche, on met le plus de spins parallèles possible (règle du banc d’autobus!)(voir p.202).

N :

1s 2s 2p

N :1s 2s 2p

N :1s 2s 2p

5.4 Les configurations électroniques:le principe de Aufbau

• Principe de Aufbau = application des règles régissant les configurations électroniques.

• Représentation de l’atome à l’état fondamental.

• Ex:

N : 1s2 2s2 2p3 ou

Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 ou

Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 ou

Exceptions au principe de Aufbau

• Le principe de Aufbau prédit correctement la configuration électronique des éléments représentatifs mais pas celle des éléments de transition ni des éléments de transition interne ; de ceux-ci, on retiendra seulement :

Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ou

Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ou

• Exceptions causées par la recherche de symétrie des orbitales d.

5.5 Les configurations électroniques et leslois périodiques

• La structure du tableau périodique reflète les configuration électroniques.

Les électrons de valence

• « La chimie, c'est un déplacement d'électrons » périphériques

• e- périphériques (ou de valence) (p.212): – e- dont le nb quantique principal n est le plus élevé;

– ajouter les e- d et f si ces orbitales ne sont pas remplies.

• Exemples:– N : 1s2 2s2 2p3

– Br : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

– Ti : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

– Xe : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6

Les configurations électroniques de ions

• Pour acquérir un degré d’oxydation négatif (charge négative), un élément remplit ses orbitales p :

Groupe VA : -3 Ex: N : 1s2 2s2 2p3 

N3- : 1s2 2s2 2p6

Groupe VIA : -2 Ex: S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Groupe VIIA : -1 Ex: F : 1s2 2s2 2p5     

F- : 1s2 2s2 2p6

Ions positifs

• Pour acquérir un degré d’oxydation positif (charge positive), un élément représentatif perd tous ses e- périphériques, ou seulement ses e- périphériques p :

Groupe IA : +1 Ex : Na : 1s2 2s2 2p6 3s1

Na+ :1s2 2s2 2p6

Groupe IVA : +4, +2 Ex : C : 1s2 2s2 2p2 

C4+: 1s2 

C2+: 1s2 2s2 

Ions des métaux de transition

• Pour les ions de métaux de transition, les e- périphériques s partent les premiers.

• Exemple:

Mn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Mn2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 

Mn7+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6  

5.7 Les propriétés atomiques périodiquesdes éléments

• Effet d'écran et charge effective: dans un atome polyélectronique, un électron donné est à la fois attiré par le noyau et repoussé par les autres électrons – L’attraction réelle qui s’exerce sur lui est inférieure à celle qu’exercerait

le noyau seul.

• Autre façon de présenter l’effet d'écran : les e- forment un « écran » entre le noyau et d'autres e- situés plus loin, (ceux dont n est plus grand) – Ça « diminue » l’attraction que le noyau peut exercer sur les électrons

dont n est plus grand.

Charge effective - suite

Zeff = Zréel - effet d'écran

Zeff : charge effective

Zréel: charge réelle du noyau

effet d’écran : répulsion occasionnée par la présence d’électrons sur les couches inférieures

Charge effective - exemple

• Ex : atome de bore

• Les e- internes (1s) forment un « écran » entre le noyau et les e- périphériques.

• Les e- périphériques (2s, 2p) « voient » un noyau dont la charge est plus petite que +5

Le rayon atomique

• Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ RA ↓ de gauche à droite.

• Dans une colonne : n des e- péri. ↑ de haut en bas

⇒ distance noyau - e- péri. ↑ de haut en bas

⇒ RA ↑ de haut en bas

Le rayon ionique

• Les cations (ions positifs) ont des électrons en moins par rapport à leur élément respectif.

• Le noyau attire plus intensément les e- restants que dans l’élément correspondant.

• Un cation est plus petit que l’atome dont il provient.

• Les anions (ions négatifs) ont des électrons en plus par rapport à leur élément respectif.

• L’intensité des forces de répulsion qui s’exercent entre les e- augmente.

• Un anion est plus volumineux que l’atome dont il provient.

Espèces isoélectroniques

• Espèces isoélectroniques = atomes/ions possédant le même nb d’e-;

• Ils ont donc la même configuration électronique.

• Numéro atomique ↑ ⇒ attraction entre noyau et e- ↑ ⇒ RA ↓

• Exemple:

S2- > Cl- > Ar > K+ > Ca2+ (grandeur du rayon)

16 17 18 19 20 protons

• Tous ces atome/ions ont comme configuration électronique

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 .

L’énergie d’ionisation

• Énergie d’ionisation : énergie requise pour enlever un e- à un atome gazeux.

X (g) → X+ (g) + e- I1

X+ (g) → X2+ (g) + e- I2

et ainsi de suite.

• Processus toujours endothermique puisqu’on sépare une charge positive d'une charge négative (demande de l’énergie, voir page 224).

• I1 < I2 < I3 ... pour un élément donné puisque la charge positive de l’ion

est de plus en plus grande.

• I1 + I2 : énergie nécessaire pour enlever deux e- à X.

Périodicité de l’énergie d’ionisation

• Dans une rangée : Zeff ↑ de gauche à droite ⇒ I ↑ de gauche à droite.

• Dans une colonne : n des e- périphériques ↑ de haut en bas ;– distance entre noyau et e- périphériques ↑ de haut en bas ;

– I ↓ de haut en bas.

Affinité électronique

• Affinité électronique : variation d’énergie associée à l’acceptation d’un électron par un élément neutre.

A (g) + e- → A- (g) AE

• Parfois exothermique, parfois endothermique.

• Ce n’est pas I à l’envers ; – présence d’un ion positif dans l’équation d’énergie d’ionisation;

– présence d’un ion négatif dans l’équation d’affinité électronique.

Affinité électronique - exemple

Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- ΔH = ?

• Pour calculer ΔH, on décompose la réaction en autant d’étapes qu’il y a d’électrons.

• L’énergie de chacune de ces étapes a déjà été mesurée et peut être trouvée dans des tableaux de données :

Cl- (g) → Cl (g) + e- - AE = 348 kJ/mol

Cl (g) → Cl+ (g) + e- I1 = 1251 kJ/mol

Cl- (g) → Cl+ (g) + 2 e- 1599 kJ/mol

Périodicité de l’affinité électronique

• Dépend a peu près des mêmes facteurs que I (Zeff, distance noyau-e-) ; mais la symétrie sphérique est plus importante → variation plus irrégulière de gauche à droite dans une rangée (p.227).