Écrire des Configurations Électroniques
Comprendre les Configurations Électroniques
La configuration électronique d'un atome décrit la répartition de ses électrons dans les différentes orbitales atomiques. Cette répartition n'est pas aléatoire et suit des règles précises qui permettent de comprendre les propriétés chimiques d'un élément.
Règles de Remplissage
- Principe d'Aufbau (ou de construction) : Les électrons remplissent d'abord les orbitales de plus basse énergie avant d'occuper celles de plus haute énergie.
- Principe d'exclusion de Pauli : Deux électrons dans un même atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques. Concrètement, une orbitale ne peut contenir que deux électrons au maximum, et ils doivent avoir des spins opposés.
- Règle de Hund : Pour des orbitales de même énergie (dites "dégénérées"), les électrons occupent d'abord le maximum d'orbitales avec des spins parallèles avant de s'apparier.
Question à traiter
Écrivez la configuration électronique complète et la configuration condensée (avec le gaz noble précédent) pour les atomes neutres suivants :
- Sodium (Na), avec Z = 11.
- Chlore (Cl), avec Z = 17.
- Fer (Fe), avec Z = 26.
Correction : Écrire des Configurations Électroniques
1. Sodium (Na, Z=11)
Le sodium a 11 électrons à placer. En suivant la règle de Klechkowski (illustrée par le schéma), on remplit les orbitales par ordre d'énergie croissante.
- Orbitale 1s : peut contenir 2 électrons. Reste 9. \(\rightarrow 1s^2\)
- Orbitale 2s : peut contenir 2 électrons. Reste 7. \(\rightarrow 1s^2 2s^2\)
- Orbitales 2p : peuvent contenir 6 électrons. Reste 1. \(\rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6\)
- Orbitale 3s : contient le dernier électron. \(\rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1\)
Configuration complète : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^1\)
Configuration condensée : Le gaz noble qui précède Na est le Néon (Ne, Z=10, \(1s^2 2s^2 2p^6\)). On a donc : [Ne] \(3s^1\)
2. Chlore (Cl, Z=17)
Le chlore a 17 électrons. On continue le remplissage après le sodium.
- Remplissage jusqu'à 10 électrons : \(1s^2 2s^2 2p^6\). Reste 7.
- Orbitale 3s : peut contenir 2 électrons. Reste 5. \(\rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2\)
- Orbitales 3p : peuvent contenir 6 électrons. On y place les 5 restants. \(\rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5\)
Configuration complète : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5\)
Configuration condensée : [Ne] \(3s^2 3p^5\)
3. Fer (Fe, Z=26)
Le fer a 26 électrons. On remplit les orbitales jusqu'à 18 électrons (configuration de l'Argon), puis on continue.
- Remplissage jusqu'à 18 électrons : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6\). Reste 8.
- Après 3p, on remplit l'orbitale 4s (plus basse en énergie que 3d). Elle peut contenir 2 électrons. Reste 6. \(\rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2\)
- Orbitales 3d : peuvent contenir 10 électrons. On y place les 6 restants. \(\rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6\)
Configuration complète : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^6\)
Configuration condensée : Le gaz noble qui précède Fe est l'Argon (Ar, Z=18). On a donc : [Ar] \(4s^2 3d^6\)
Quiz Rapide : Testez vos connaissances
1. Quelle est la capacité maximale en électrons d'une sous-couche "d" ?
2. Selon la règle de Hund, comment les électrons remplissent-ils les 3 orbitales 2p ?
Glossaire
- Configuration Électronique
- La description de la manière dont les électrons d'un atome sont distribués dans ses orbitales atomiques.
- Orbitale Atomique
- Région de l'espace autour du noyau d'un atome où la probabilité de trouver un électron est la plus élevée. Les types courants sont s, p, d, et f.
- Principe d'Aufbau
- Principe stipulant que les électrons remplissent les orbitales atomiques en commençant par celles de plus faible énergie.
- Principe d'Exclusion de Pauli
- Principe quantique qui énonce qu'une orbitale atomique peut contenir au maximum deux électrons, qui doivent être de spins opposés.
- Règle de Hund
- Règle qui stipule que pour des orbitales de même énergie, les électrons remplissent chaque orbitale individuellement avant que des paires ne se forment.
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