QUELLE EST LA CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE EXTERNE? - CHIMIE - 2025

La configuration électronique, également appelée structure électronique, est la disposition des électrons en niveaux d'énergie autour d'un noyau atomique. Selon l'ancien modèle atomique de Bohr, les électrons occupent différents niveaux sur les orbites autour du noyau, de la première coquille la plus proche du noyau, K, à la septième coquille, Q, qui est la plus éloignée du noyau.

En termes de modèle de mécanique quantique plus raffiné, les coquilles KQ sont subdivisées en un ensemble d'orbitales, dont chacune ne peut être occupée par pas plus d'une paire d'électrons.

Communément, la configuration électronique est utilisée pour décrire les orbitales d'un atome dans son état fondamental, mais elle peut également être utilisée pour représenter un atome qui s'est ionisé en un cation ou un anion, compensant la perte ou le gain d'électrons dans leurs orbitales respectives.

De nombreuses propriétés physiques et chimiques des éléments peuvent être corrélées à leurs configurations électroniques uniques. Les électrons de valence, les électrons de la couche la plus externe, sont le facteur déterminant de la chimie unique de l'élément.

Bases des configurations électroniques

Avant d'assigner les électrons d'un atome à des orbitales, il faut se familiariser avec les bases des configurations électroniques. Chaque élément du tableau périodique se compose d'atomes, qui sont constitués de protons, de neutrons et d'électrons.

Les électrons présentent une charge négative et se trouvent autour du noyau de l'atome dans les orbitales de l'électron, défini comme le volume d'espace dans lequel l'électron peut être trouvé avec une probabilité de 95%.

Les quatre différents types d'orbitales (s, p, d et f) ont des formes différentes et une orbitale peut contenir un maximum de deux électrons. Les orbitales p, d et f ont des sous-niveaux différents, de sorte qu'elles peuvent contenir plus d'électrons.

Comme indiqué, la configuration électronique de chaque élément est unique à sa position dans le tableau périodique. Le niveau d'énergie est déterminé par la période et le nombre d'électrons est donné par le numéro atomique de l'élément.

Les orbitales à différents niveaux d'énergie sont similaires les unes aux autres, mais occupent des zones différentes dans l'espace.

L'orbitale 1s et l'orbitale 2s ont les caractéristiques d'une orbitale s (nœuds radiaux, probabilités de volume sphérique, elles ne peuvent contenir que deux électrons, etc.). Mais, comme ils sont à des niveaux d'énergie différents, ils occupent différents espaces autour du noyau. Chaque orbitale peut être représentée par des blocs spécifiques sur le tableau périodique.

Le bloc s est la région des métaux alcalins comprenant l'hélium (groupes 1 et 2), le bloc d est les métaux de transition (groupes 3 à 12), le bloc p est les éléments du groupe principal des groupes 13 à 18, Et le bloc f est la série des lanthanides et des actinides.

Figure 1: Éléments du tableau périodique et leurs périodes qui varient en fonction des niveaux d'énergie des orbitales.

Principe d'Aufbau

Aufbau vient du mot allemand «Aufbauen» qui signifie «construire». Essentiellement, en écrivant des configurations électroniques, nous construisons des orbitales d'électrons lorsque nous passons d'un atome à un autre.

Au fur et à mesure que nous écrivons la configuration électronique d'un atome, nous remplirons les orbitales par ordre croissant de numéro atomique.

Le principe Aufbau provient du principe d'exclusion de Pauli qui dit qu'il n'y a pas deux fermions (par exemple, des électrons) dans un atome. Ils peuvent avoir le même ensemble de nombres quantiques, ils doivent donc «s'empiler» à des niveaux d'énergie plus élevés.

La manière dont les électrons s'accumulent est une question de configuration électronique (principe d'Aufbau, 2015).

Les atomes stables ont autant d'électrons que les protons dans le noyau. Les électrons se rassemblent autour du noyau dans des orbitales quantiques en suivant quatre règles de base appelées le principe Aufbau.

1. Il n'y a pas deux électrons dans l'atome qui partagent les mêmes quatre nombres quantiques n, l, m et s.
2. Les électrons occuperont d'abord les orbitales de niveau d'énergie le plus bas.
3. Les électrons rempliront toujours les orbitales avec le même nombre de spin. Lorsque les orbitales sont pleines, il démarre.
4. Les électrons rempliront les orbitales de la somme des nombres quantiques n et l. Les orbitales avec des valeurs égales de (n + l) seront remplies en premier avec les n valeurs inférieures.

Les deuxième et quatrième règles sont fondamentalement les mêmes. Un exemple de la règle quatre serait les orbitales 2p et 3s.

Une orbitale 2p est n = 2 et l = 2 et une orbitale 3s est n = 3 et l = 1. (N + l) = 4 dans les deux cas, mais l'orbitale 2p a l'énergie la plus basse ou la valeur n la plus basse et se remplira avant le couche 3s.

Heureusement, le diagramme de Moeller illustré à la figure 2 peut être utilisé pour effectuer un remplissage électronique. Le graphique est lu en exécutant les diagonales à partir de 1s.

Figure 2: Diagramme de Moeller de remplissage de la configuration électronique.

La figure 2 montre les orbitales atomiques et les flèches suivent la voie à suivre.

Maintenant que l'ordre des orbitales est connu pour être rempli, la seule chose qui reste est de mémoriser la taille de chaque orbitale.

Les orbitales S ont 1 valeur possible de m _l pour contenir 2 électrons

Les orbitales P ont 3 valeurs possibles de _ml pour contenir 6 électrons

Les orbitales D ont 5 valeurs possibles de _µl pour contenir 10 électrons

Les orbitales F ont 7 valeurs possibles de m _l pour contenir 14 électrons

C'est tout ce qui est nécessaire pour déterminer la configuration électronique d'un atome stable d'un élément.

Par exemple, prenons l'élément azote. L'azote a sept protons et donc sept électrons. La première orbitale à remplir est l'orbitale 1s.

Une orbitale s a deux électrons, il reste donc cinq électrons. L'orbitale suivante est l'orbite 2s et contient les deux suivantes. Les trois derniers électrons iront à l'orbitale 2p qui peut contenir jusqu'à six électrons (Helmenstine, 2017).

Importance de la configuration électronique externe

Les configurations électroniques jouent un rôle important dans la détermination des propriétés des atomes.

Tous les atomes d'un même groupe ont la même configuration électronique externe à l'exception du numéro atomique n, c'est pourquoi ils ont des propriétés chimiques similaires.

Certains des facteurs clés qui influencent les propriétés atomiques comprennent la taille des plus grandes orbitales occupées, l'énergie des orbitales à plus haute énergie, le nombre de lacunes orbitales et le nombre d'électrons dans les orbitales à plus haute énergie.

La plupart des propriétés atomiques peuvent être liées au degré d'attraction entre les électrons les plus externes vers le noyau et au nombre d'électrons dans la couche électronique la plus externe, le nombre d'électrons de valence.

Les électrons de la coque externe sont ceux qui peuvent former des liaisons chimiques covalentes, ce sont eux qui ont la capacité de s'ioniser pour former des cations ou des anions et ce sont eux qui donnent l'état d'oxydation aux éléments chimiques.

Ils détermineront également le rayon atomique. Lorsque n devient plus grand, le rayon atomique augmente. Lorsqu'un atome perd un électron, il y aura une contraction du rayon atomique en raison de la diminution de la charge négative autour du noyau.

Les électrons de la coque externe sont ceux qui sont pris en compte par la théorie des liaisons de valence, la théorie du champ cristallin et la théorie des orbitales moléculaires pour obtenir les propriétés des molécules et les hybridations des liaisons.

Références

1. Principe d'Aufbau. (2015, 3 juin). Récupéré de chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Bozeman Science. (2013, août 4). Configuration électronique. Tiré de youtube: youtube.com.
3. Configurations électroniques et propriétés des atomes. (SF). Tiré de oneonta.edu: oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7 septembre). Configuration électronique. Tiré de britannica: britannica.com.
5. Faizi, S. (12 juillet 2016). Configurations électroniques. Tiré de chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (7 mars 2017). Le principe Aufbau - Structure électronique et le principe Aufbau. Tiré de thinkco: thinkco.com.
7. Khan, S. (8 juin 2014). Electrons de Valence et liaison. Tiré de khanacademy: khanacademy.org.