Écrire des Configurations Électroniques

Contexte : La structure de l'atome.

La configuration électroniqueLa distribution des électrons d'un atome ou d'une molécule dans les orbitales atomiques ou moléculaires. est l'adresse de chaque électron au sein d'un atome. Comprendre comment écrire ces configurations est fondamental en chimie, car cela permet de prédire la réactivité d'un élément, le type de liaisons qu'il formera, et ses propriétés magnétiques. C'est la clé pour comprendre l'organisation du tableau périodique.

Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à appliquer méthodiquement les règles de remplissage des orbitales atomiques pour déterminer la structure électronique de n'importe quel atome ou ion simple.

Objectifs Pédagogiques

Comprendre la structure des orbitales atomiques (s, p, d, f).
Appliquer le principe d'AufbauPrincipe stipulant que les électrons remplissent les orbitales atomiques de plus basse énergie avant d'occuper les niveaux d'énergie supérieurs. et la règle de Klechkowski.
Utiliser la règle de HundRègle qui stipule que chaque orbitale dans une sous-couche est occupée par un seul électron avant qu'une orbitale ne soit doublement occupée. et le principe d'exclusion de Pauli.
Écrire des configurations électroniques complètes et abrégées.
Identifier les électrons de cœur et les électrons de valenceÉlectrons situés sur la couche électronique la plus externe d'un atome, qui participent à la formation des liaisons chimiques..

Données de l'étude

Nous allons nous concentrer sur les éléments des quatre premières périodes du tableau périodique pour cet exercice. Les numéros atomiques (Z) seront fournis pour chaque question.

Capacité des sous-couches électroniques

Sous-couche	Nombre d'orbitales	Capacité maximale (électrons)
s	1	2
p	3	6
d	5	10
f	7	14

Ordre de remplissage des orbitales (Règle de Klechkowski)

Questions à traiter

Écrire la configuration électronique complète du Soufre (Z=16).
Écrire la configuration électronique abrégée (en utilisant la notation du gaz noble) pour le Fer (Z=26).
Identifier le nombre d'électrons de valence pour l'atome de Chlore (Z=17).
Déterminer le nombre d'électrons non appariés dans un atome de Manganèse (Z=25) en dessinant son diagramme d'orbitales pour la sous-couche externe.
Écrire la configuration électronique de l'ion Cuivre(I), \(Cu^+\) (Z pour Cu = 29), et justifier sa structure.

Les bases sur les Configurations Électroniques

Pour déterminer la configuration électronique d'un atome, nous devons "placer" ses électrons dans des "logements" appelés orbitales atomiques, en suivant un ensemble de règles précises qui garantissent l'état le plus stable (énergie la plus basse).

1. Les Orbitales Atomiques et les Nombres Quantiques
Chaque électron est décrit par 4 nombres quantiques. Les orbitales sont des régions de l'espace où la probabilité de trouver un électron est la plus élevée. Elles sont définies par leur niveau d'énergie (n=1, 2, 3...) et leur forme (s, p, d, f). Une orbitale, quelle que soit sa forme, ne peut contenir au maximum que 2 électrons (principe de Pauli).

2. Les Règles de Remplissage

Principe d'Aufbau (ou Règle de Klechkowski) : On remplit les orbitales par ordre d'énergie croissante, en suivant le diagramme montré plus haut (1s, puis 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, etc.).
Principe d'exclusion de Pauli : Deux électrons dans un même atome ne peuvent avoir les 4 mêmes nombres quantiques. Concrètement, si deux électrons sont dans la même orbitale, ils doivent avoir des spins opposés.
Règle de Hund : Pour des orbitales de même énergie (dites "dégénérées", comme les 3 orbitales p), les électrons se placent d'abord un par un dans chaque orbitale avec des spins parallèles, avant de s'apparier.

Correction : Écrire des Configurations Électroniques

Question 1 : Écrire la configuration électronique complète du Soufre (Z=16).

Principe

Le concept physique fondamental est de distribuer les 16 électrons de l'atome de Soufre dans les "logements" énergétiques (orbitales atomiques) du plus bas au plus haut niveau d'énergie, afin d'atteindre l'état le plus stable, appelé état fondamental.

Mini-Cours

La règle de Klechkowski (ou principe d'Aufbau) nous donne l'ordre de remplissage des sous-couches électroniques : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, etc. Chaque sous-couche a une capacité maximale : 2 électrons pour une sous-couche 's', 6 pour 'p', 10 pour 'd'. Nous remplissons chaque sous-couche à sa capacité maximale avant de passer à la suivante dans l'ordre énergétique.

Remarque Pédagogique

Imaginez que vous remplissez des boîtes sur des étagères. Vous devez remplir complètement chaque boîte de l'étagère la plus basse (1s) avant de commencer à remplir celles de l'étagère juste au-dessus (2s), et ainsi de suite. C'est une approche systématique qui évite les erreurs.

Normes

La notation \(n\ell^{\#e^-}\) (par exemple \(3p^4\)) est la convention standard établie par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA) pour représenter les configurations électroniques de manière claire et universelle.

Formule(s)

Structure de la notation

n\ell^{\#\text{e}^-}

Où 'n' est le nombre quantique principal, '\(\ell\)' est le type de sous-couche (s, p, d, f), et '#e⁻' est le nombre d'électrons dans cette sous-couche.

Hypothèses

Pour cet exercice, nous posons les hypothèses suivantes :

L'atome de Soufre est électriquement neutre.
L'atome est à l'état fondamental (ses électrons occupent les niveaux d'énergie les plus bas possibles).
L'atome est isolé, sans interaction avec d'autres atomes.

Donnée(s)

La seule donnée d'entrée nécessaire est le numéro atomique du Soufre.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Numéro atomique	Z	16	(sans unité)

Astuces

Le tableau périodique est votre meilleur ami ! Le Soufre est dans la 3ème période et le 16ème groupe. Cela vous indique que la couche de valence est n=3 et qu'il y a 6 électrons de valence (\(3s^2 3p^4\)), ce qui permet de vérifier rapidement votre résultat final.

Schéma (Avant les calculs)

Atome de Soufre avec ses couches à remplir

Calcul(s)

Processus de remplissage des orbitales

Le tableau suivant détaille le remplissage séquentiel des sous-couches pour les 16 électrons du soufre, en suivant la règle de Klechkowski et en respectant la capacité de chaque sous-couche.

\begin{array}{l|l|l} \text{Sous-couche} & \text{Électrons placés} & \text{Total / Reste} \\ \hline \mathbf{1s^2} & 2 & 2 \text{ / reste 14} \\ \mathbf{2s^2} & 2 & 4 \text{ / reste 12} \\ \mathbf{2p^6} & 6 & 10 \text{ / reste 6} \\ \mathbf{3s^2} & 2 & 12 \text{ / reste 4} \\ \mathbf{3p^4} & 4 & 16 \text{ / reste 0} \\ \end{array}

Schéma (Après les calculs)

Diagramme des orbitales de valence du Soufre (3s et 3p)

Réflexions

L'interprétation de ce résultat est que la somme des exposants (2+2+6+2+4) est bien égale à 16. La couche de valence (n=3) contient \(2+4=6\) électrons. Avoir des électrons dans la sous-couche 'p' (\(3p^4\)) indique que le Soufre est un élément du bloc 'p', ce qui est cohérent avec sa position dans le tableau périodique.

Points de vigilance

L'erreur la plus commune est de mal mémoriser l'ordre de Klechkowski, en particulier l'inversion entre 4s et 3d. Une autre erreur est de dépasser la capacité maximale d'une sous-couche (par exemple, écrire "\(2p^7\)").

Points à retenir

La maîtrise de cette question repose sur trois points : 1. Connaître le nombre d'électrons (Z). 2. Connaître par cœur l'ordre de remplissage (1s, 2s, 2p, 3s, 3p...). 3. Connaître la capacité de chaque type de sous-couche (s=2, p=6...).

Le saviez-vous ?

La règle de Klechkowski doit son nom au chimiste russe Vsevolod Kletchkovski. Cependant, elle est souvent appelée "règle de Madelung" dans les pays anglophones, car le physicien allemand Erwin Madelung l'a formulée de manière empirique bien avant.

FAQ

Résultat Final

La configuration électronique complète du Soufre (Z=16) est : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4\).

A vous de jouer

En suivant la même méthode, quelle est la configuration électronique complète du Silicium (Z=14) ?

Question 2 : Écrire la configuration électronique abrégée pour le Fer (Z=26).

Principe

Le concept est de simplifier la notation en masquant les "électrons de cœur" (ceux des couches internes complètes) par le symbole du gaz noble qui précède l'élément. Cela met en évidence les électrons de valence, qui sont les plus importants pour la réactivité chimique.

Mini-Cours

La configuration abrégée, ou "notation du gaz noble", est une convention d'écriture. On localise l'élément, on identifie le gaz noble à la fin de la période précédente, et on écrit son symbole entre crochets. Ce symbole représente toute la configuration électronique de ce gaz noble. On ajoute ensuite la configuration des électrons restants.

Remarque Pédagogique

La première étape est toujours la même : trouvez l'élément dans le tableau périodique. Ensuite, "remontez" d'une ligne et allez tout à droite. Le gaz noble qui s'y trouve est votre point de départ. Cette méthode visuelle est infaillible.

Normes

L'utilisation de la notation `[Gaz Noble]` pour représenter le cœur électronique est une convention recommandée par l'UICPA pour sa concision et sa clarté, en particulier pour les éléments lourds.

Formule(s)

Structure de la notation abrégée

\text{Config. abrégée} = [\text{Gaz Noble précédent}] + \text{Config. des électrons restants}

Hypothèses

Nous supposons que l'atome de Fer est neutre et à l'état fondamental pour que sa configuration de cœur corresponde exactement à celle de l'Argon.

Donnée(s)

Les données nécessaires sont le numéro atomique du Fer et la connaissance du gaz noble qui le précède.

Paramètre	Symbole	Valeur
Numéro atomique du Fer	Z(Fe)	26
Gaz noble précédent	-	Argon (Ar, Z=18)

Astuces

Le numéro de la période où se trouve votre élément vous donne le nombre quantique 'n' de la première sous-couche 's' à écrire après le gaz noble. Le Fer est dans la période 4, donc on commence par remplir la sous-couche 4s.

Schéma (Avant les calculs)

Structure à remplir pour le Fer

Calcul(s)

Calcul du nombre d'électrons à placer

Ce calcul simple détermine combien d'électrons il nous reste à distribuer après avoir comptabilisé ceux du cœur de l'Argon.

\begin{aligned} \text{Électrons à placer} &= \text{Z}(\text{Fe}) - \text{Z}(\text{Ar}) \\ & = 26 - 18 \\ & = 8\text{e}^- \end{aligned}

Processus de remplissage des orbitales restantes

On distribue les 8 électrons restants en suivant l'ordre énergétique : d'abord la sous-couche 4s, puis la 3d.

\begin{array}{l|l|l} \text{Sous-couche} & \text{Électrons placés} & \text{Total / Reste} \\ \hline \mathbf{4s^2} & 2 & 2 \text{ / reste 6} \\ \mathbf{3d^6} & 6 & 8 \text{ / reste 0} \\ \end{array}

Schéma (Après les calculs)

Diagramme d'orbitales de valence du Fer

Réflexions

La configuration \([Ar] 4s^2 3d^6\) nous apprend que le Fer est un métal de transition (sous-couche 'd' en cours de remplissage) de la 4ème période. Ses propriétés magnétiques et sa capacité à former des ions avec différentes charges (\(Fe^{2+}\), \(Fe^{3+}\)) proviennent de ces électrons 4s et 3d.

Points de vigilance

Ne vous trompez pas de gaz noble ! Utiliser [Ne] est incorrect car il n'est pas celui qui précède *immédiatement* le Fer. L'objectif est d'être le plus concis possible.

Points à retenir

La méthode est simple : 1. Trouver Z. 2. Identifier le gaz noble de la période N-1. 3. Placer les électrons restants dans les sous-couches de la période N en suivant l'ordre de Klechkowski.

Le saviez-vous ?

La configuration électronique du fer et ses orbitales 'd' partiellement remplies sont responsables du ferromagnétisme, la propriété qui permet de fabriquer des aimants permanents. C'est le plus "magnétique" de tous les éléments.

FAQ

Résultat Final

La configuration électronique abrégée du Fer (Z=26) est : \([Ar] 4s^2 3d^6\).

A vous de jouer

Quelle est la configuration électronique abrégée du Nickel (Z=28) ?

Question 3 : Identifier le nombre d'électrons de valence pour le Chlore (Z=17).

Principe

Le concept physique est que seuls les électrons de la couche la plus externe, la plus éloignée du noyau, participent aux réactions chimiques. Ces "électrons de valence" déterminent comment un atome interagit avec les autres. Notre but est de les dénombrer.

Mini-Cours

Pour les éléments des groupes principaux (blocs s et p), les électrons de valence sont définis comme tous les électrons appartenant au niveau d'énergie principal le plus élevé (le 'n' le plus grand dans la configuration). Il faut donc identifier ce 'n' maximal, puis additionner tous les électrons qui s'y trouvent.

Remarque Pédagogique

Ne tombez pas dans le piège de ne regarder que la toute dernière sous-couche écrite. Si le 'n' le plus élevé contient à la fois une sous-couche 's' et une 'p', il faut impérativement additionner les électrons des deux pour avoir le bon total.

Normes

La définition des électrons de valence pour les éléments des groupes principaux comme étant ceux de la couche n la plus élevée est une convention fondamentale de la chimie inorganique, validée par l'UICPA.

Formule(s)

Définition mathématique

\text{e}^-_{\text{valence}} = \sum (\text{électrons dans les sous-couches avec } n = n_{\text{max}})

Hypothèses

On suppose que l'atome est neutre et à l'état fondamental pour que sa configuration électronique soit standard et permette une identification non ambigüe de sa couche de valence.

Donnée(s)

La seule donnée nécessaire est le numéro atomique du Chlore.

Paramètre	Symbole	Valeur
Numéro atomique du Chlore	Z(Cl)	17

Astuces

Le Chlore est dans le groupe 17 du tableau périodique. Pour les éléments des groupes 13 à 18, le nombre d'électrons de valence est simplement le chiffre des unités du numéro de groupe. Groupe 17 \(\Rightarrow\) 7 électrons de valence. C'est un raccourci très efficace.

Schéma (Avant les calculs)

Structure de valence à remplir pour le Chlore

Calcul(s)

Étape 1 : Configuration électronique complète du Chlore

Premièrement, nous écrivons la configuration complète pour visualiser toutes les couches et sous-couches occupées.

1s^2 2s^2 2p^6 \mathbf{3s^2 3p^5}

Étape 2 : Calcul du nombre d'électrons de valence

Nous identifions le niveau d'énergie principal le plus élevé, qui est n=3. Ensuite, nous additionnons tous les électrons présents dans ce niveau (ceux des sous-couches 3s et 3p).

\begin{aligned} \text{Total valence} &= (\text{électrons en 3s}) + (\text{électrons en 3p}) \\ & = 2 + 5 \\ & = 7 \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Diagramme des orbitales de valence du Chlore

Réflexions

Le fait que le Chlore possède 7 électrons de valence est crucial. Cela signifie qu'il ne lui en manque qu'un seul pour atteindre la configuration stable du gaz noble suivant (l'octet). Cette forte tendance à capturer un électron explique pourquoi le Chlore est un oxydant puissant et forme très facilement l'ion chlorure \(Cl^-\).

Points de vigilance

L'erreur à éviter est de ne compter que les 5 électrons de la sous-couche 3p. La couche de valence est l'ensemble de la couche n=3, donc les électrons 3s comptent aussi !

Points à retenir

Pour trouver les électrons de valence : 1. Écrire la configuration électronique complète. 2. Identifier le plus grand chiffre 'n'. 3. Additionner tous les électrons (en exposant) qui appartiennent à ce 'n' maximal.

Le saviez-vous ?

Le mot "halogène", famille à laquelle appartient le chlore, vient du grec "hals" (sel) et "gennan" (engendrer). Cela signifie "qui engendre des sels", car ces éléments réagissent violemment avec les métaux pour former des composés ioniques, comme le sel de table NaCl.

FAQ

Résultat Final

L'atome de Chlore (Z=17) possède 7 électrons de valence.

A vous de jouer

Combien d'électrons de valence possède l'atome de Phosphore (Z=15) ?

Question 4 : Déterminer le nombre d'électrons non appariés dans un atome de Manganèse (Z=25).

Principe

Le concept est basé sur la "répulsion" des électrons. La règle de Hund stipule que, pour des raisons de stabilité, les électrons préfèrent occuper seuls une orbitale au sein d'une sous-couche avant de devoir se "serrer" à deux. Les électrons qui sont seuls dans leur orbitale sont dits "non appariés".

Mini-Cours

Pour visualiser cela, on utilise les diagrammes de "cases quantiques". Chaque case représente une orbitale. Une sous-couche 's' a 1 case, 'p' en a 3, et 'd' en a 5. On remplit ces cases avec des flèches (représentant les électrons). La règle de Hund impose de mettre une flèche "vers le haut" dans chaque case avant de mettre une seconde flèche "vers le bas" dans l'une d'entre elles.

Remarque Pédagogique

Pensez à des personnes qui montent dans un bus avec des banquettes de deux places. La plupart des gens préfèrent s'asseoir seuls sur une banquette vide avant d'aller s'asseoir à côté de quelqu'un. Les électrons font pareil avec les orbitales !

Normes

La représentation des orbitales par des cases et des électrons par des flèches (↑ pour spin +1/2, ↓ for spin -1/2) est la méthode standard et visuelle pour appliquer la règle de Hund et le principe de Pauli.

Formule(s)

Principe de la Règle de Hund

\text{État stable} \Rightarrow \text{Maximum d'électrons non appariés}

Hypothèses

Nous considérons l'atome de Manganèse à l'état fondamental, car c'est dans cet état que la règle de Hund s'applique pour déterminer la configuration la plus stable.

Donnée(s)

La donnée principale est le numéro atomique du Manganèse.

Paramètre	Symbole	Valeur
Numéro atomique du Manganèse	Z(Mn)	25

Astuces

Pour une sous-couche 'd' (5 orbitales), si elle est à moitié remplie (d⁵), vous pouvez être sûr que tous les 5 électrons seront non appariés, maximisant le magnétisme de l'atome.

Schéma (Avant les calculs)

Sous-couche 3d vide

Calcul(s)

Étape 1 : Configuration électronique abrégée du Manganèse

Nous devons d'abord déterminer la configuration de l'atome pour savoir combien d'électrons se trouvent dans la dernière sous-couche, qui est la 3d.

\[ [Ar] 4s^2 3d^5 \]

Étape 2 : Application de la règle de Hund

Nous avons 5 électrons à placer dans les 5 orbitales de la sous-couche 3d. Selon la règle de Hund, pour atteindre la stabilité maximale, chaque électron va occuper une orbitale différente avant qu'un appariement ne se produise. On place donc un électron "spin-up" (flèche vers le haut) dans chacune des cinq cases.

Schéma (Après les calculs)

Diagramme d'orbitales pour la sous-couche 3d du Manganèse

Réflexions

Comme chaque orbitale de la sous-couche 'd' contient un seul électron, il y a 5 électrons non appariés au total. C'est le nombre maximum possible pour une sous-couche 'd', ce qui confère à l'atome de Manganèse des propriétés paramagnétiques particulièrement prononcées.

Points de vigilance

Ne commencez jamais à apparier les électrons (mettre une deuxième flèche dans une case) tant que toutes les cases de la même sous-couche n'ont pas reçu leur premier électron. C'est le cœur même de la règle de Hund.

Points à retenir

1. Écrire la configuration de l'élément. 2. Se concentrer sur la dernière sous-couche partiellement remplie. 3. Dessiner les cases quantiques correspondantes. 4. Remplir les cases en mettant une flèche dans chaque case avant d'en mettre une deuxième. 5. Compter les flèches seules.

Le saviez-vous ?

Le Manganèse est un cofacteur essentiel pour de nombreuses enzymes dans le corps humain. Il joue un rôle crucial dans le développement osseux, le métabolisme et la défense antioxydante. Sa capacité à changer facilement d'état d'oxydation, grâce à ses électrons 'd', est la clé de sa fonction biologique.

FAQ

Résultat Final

L'atome de Manganèse (Z=25) possède 5 électrons non appariés.

A vous de jouer

Combien d'électrons non appariés possède un atome de Cobalt (Z=27) ? (Config : \([Ar] 4s^2 3d^7\))

Question 5 : Écrire la configuration électronique de l'ion Cuivre(I), \(Cu^+\) (Z pour Cu = 29).

Principe

Lorsqu'un métal de transition forme un ion positif (cation), il perd ses électrons de la manière la plus "facile" énergétiquement. Physiquement, cela correspond aux électrons les plus externes, ceux de la couche de valence (n le plus élevé), même si cette couche a été remplie avant la sous-couche 'd' interne.

Mini-Cours

La formation d'ions à partir des métaux de transition suit une règle simple : on retire toujours les électrons de la sous-couche 's' externe avant de toucher aux électrons de la sous-couche 'd' de la couche inférieure. De plus, le Cuivre est une exception notable : sa configuration neutre est \(4s^1 3d^{10}\) et non \(4s^2 3d^9\), car une sous-couche 'd' pleine offre une stabilité accrue.

Remarque Pédagogique

La méthode en deux temps est la plus sûre pour ne jamais se tromper : 1. Écrivez la configuration correcte de l'atome neutre (en tenant compte des exceptions !). 2. Ensuite, et seulement ensuite, enlevez le nombre requis d'électrons en commençant par la couche 's' la plus externe.

Normes

La convention de nommage "Cuivre(I)" indique un ion Cuivre avec un état d'oxydation de +1, c'est-à-dire l'ion \(Cu^+\). C'est la nomenclature de Stock recommandée par l'UICPA.

Formule(s)

Règle de formation d'un cation

\text{Config. Ion} = \text{Config. Atome Neutre} - \text{#e}^-_{\text{perdus (en partant de } n_{\text{max}})}

Hypothèses

On suppose que l'ion \(Cu^+\) est formé à partir d'un atome de Cuivre neutre à l'état fondamental, et que l'ion résultant est également à son état fondamental.

Donnée(s)

Les données sont le numéro atomique et la charge de l'ion.

Paramètre	Valeur
Numéro atomique du Cuivre (Z)	29
Charge de l'ion	+1 (1 électron perdu)

Astuces

Retenez les deux exceptions principales de la 4ème période : le Chrome (Cr, Z=24) et le Cuivre (Cu, Z=29). Tous deux "promeuvent" un électron de la 4s vers la 3d pour avoir une sous-couche 'd' à moitié remplie (Cr : \(4s^1 3d^5\)) ou pleine (Cu : \(4s^1 3d^{10}\)), car ces deux états sont particulièrement stables.

Schéma (Avant les calculs)

Diagramme d'orbitales de valence du Cuivre Neutre (Cu)

Calcul(s)

Étape 1 : Configuration de l'atome de Cuivre neutre (Exception)

On commence par écrire la configuration de l'atome de cuivre, en se rappelant qu'il s'agit d'une exception à la règle de Klechkowski pour atteindre une plus grande stabilité avec une sous-couche 3d pleine.

\text{Cu (Z=29) } \Rightarrow [Ar] 4s^1 3d^{10}

Étape 2 : Retrait de l'électron de valence pour former \(Cu^+\)

Pour former l'ion \(Cu^+\), un électron doit être retiré. On enlève toujours l'électron de la couche ayant le plus grand nombre quantique principal (n). Ici, c'est la couche n=4 (l'orbitale 4s) qui perd son unique électron.

[Ar] 4s^{\mathbf{1}} 3d^{10} \quad \xrightarrow{\text{-1 e}^-} \quad [Ar] 4s^0 3d^{10}

Schéma (Après les calculs)

Diagramme d'orbitales de valence de l'ion Cuivre(I) (\(Cu^+\))

Réflexions

La configuration résultante, \([Ar] 3d^{10}\), est très stable car la sous-couche 'd' est complètement remplie. Ceci explique pourquoi le cuivre forme très volontiers des composés de Cuivre(I). L'ion n'a plus d'électron dans sa couche de valence (n=4).

Points de vigilance

L'erreur la plus fréquente est de partir de la configuration "attendue" non-exceptionnelle (\(4s^2 3d^9\)) et/ou de retirer un électron de la sous-couche 3d. C'est incorrect ! On part toujours de la configuration réelle de l'atome et on retire toujours l'électron 's' en premier.

Points à retenir

Pour un ion de métal de transition : 1. Écrire la configuration de l'atome neutre (attention aux exceptions Cr et Cu). 2. Identifier la sous-couche 's' de la plus grande valeur de 'n'. 3. Retirer les électrons de cette sous-couche 's' d'abord, puis de la sous-couche 'd' si nécessaire.

Le saviez-vous ?

La couleur de nombreux composés de métaux de transition est due à des transitions d'électrons au sein de la sous-couche 'd' partiellement remplie. Comme l'ion \(Cu^+\) a une sous-couche \(3d^{10}\) pleine, ces transitions ne sont pas possibles, et ses composés sont donc généralement blancs ou incolores, contrairement aux composés de \(Cu^{2+}\) (\(3d^9\)) qui sont typiquement bleus.

FAQ

Résultat Final

La configuration électronique de l'ion \(Cu^+\) est : \([Ar] 3d^{10}\).

A vous de jouer

Quelle est la configuration électronique de l'ion Zinc(II), \(Zn^{2+}\) (Z=30) ?

Outil Interactif : Générateur de Configurations

Utilisez le curseur pour choisir un numéro atomique (Z) et observez comment la configuration électronique et les propriétés associées changent en temps réel. Le graphique montre la répartition des électrons par niveau d'énergie principal (n).

Paramètres d'Entrée

Numéro Atomique (Z) 11 (Na)

Propriétés Électroniques

Configuration -

Électrons de valence -

Période / Bloc -

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Quelle est la configuration électronique complète de l'atome de Magnésium (Z=12) ?

\(1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 3p^1\)
\(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2\)
\(1s^2 2s^2 2p^8\)

2. Combien d'électrons de valence l'atome de Brome (Z=35) possède-t-il ?

3. Selon la règle de Hund, comment les électrons remplissent-ils les orbitales dégénérées (de même énergie) ?

Ils occupent individuellement chaque orbitale avant de s'apparier.
Ils remplissent complètement une orbitale avant de passer à la suivante.
Ils s'apparient toujours avec des spins parallèles.

Configuration Électronique: La distribution des électrons d'un atome ou d'une molécule dans les orbitales atomiques ou moléculaires.
Principe d'Aufbau: Principe stipulant que les électrons remplissent les orbitales atomiques de plus basse énergie avant d'occuper les niveaux d'énergie supérieurs, suivant la règle de Klechkowski.
Règle de Hund: Règle qui stipule que pour des orbitales de même énergie, la configuration la plus stable est celle avec le nombre maximal d'électrons non appariés (spins parallèles).
Électrons de valence: Électrons situés sur la couche électronique la plus externe d'un atome (n le plus élevé), qui participent à la formation des liaisons chimiques.