Comment écrire la configuration électronique des atomes

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La configuration électronique d’un atome est la répartition numérique des électrons dans ses couches d’énergies. Les couches d’énergies sont les différentes régions autour de l’atome où les électrons ont statistiquement le plus de chances de se trouver. La configuration électronique permet d'informer rapidement et simplement sur le nombre de couches d’énergies que possède un atome, ainsi que sur le nombre d'électrons qui peuplent chacune des couches de cet atome. Une fois que vous aurez compris les principes de base qui se cachent derrière le terme de « configuration électronique », vous serez capable d'écrire vos propres configurations et d’aborder vos examens de chimie avec confiance.

Assigner le nombre d’électrons à l’aide du tableau périodique des éléments

  1. Trouvez le numéro atomique de votre atome. Chaque atome possède un nombre spécifique d’électrons qui lui sont associés. Localisez le symbole chimique de votre atome dans le tableau périodique. Le numéro atomique est un nombre entier positif commençant à 1 (pour l’hydrogène) et augmentant de 1 en 1 pour chaque atome suivant. Le numéro atomique d’un atome est le nombre de protons que contient cet atome – et donc, le nombre d’électrons d’un atome non-chargé.
  2. Déterminez la charge de votre atome. Les atomes non-chargés auront exactement le même nombre d’électrons que celui indiqué dans le tableau périodique. Par contre, les atomes chargés auront un nombre d’électrons plus élevé ou plus bas selon leur charge. Si vous travaillez sur un atome chargé, additionnez ou soustrayez les électrons de la façon suivante : ajoutez un électron pour chaque charge négative et soustrayez un électron pour chaque charge positive.
    • Par exemple, un atome de sodium avec une charge de -1 possèdera un électron supplémentaire en plus de son numéro atomique initial de 11. Donc, l’atome de sodium en question possèdera un total de 12 électrons.
  3. Mémorisez la liste basique des sous-couches électroniques. À mesure qu’un atome gagne d’électrons, ceux-ci remplissent différentes sous-couches électroniques suivant un ordre spécifique. Une fois remplie, chaque sous-couche électronique comprend un nombre régulier d’électrons. Les différents types de sous-couches électroniques sont les suivants :
    • La sous-couche de type s (nombre suivi d’un « s » dans la configuration électronique) contient une seule case quantique. Selon le principe d'exclusion de Pauli, une case quantique peut contenir au plus 2 électrons, donc chaque sous-couche de type s peut contenir 2 électrons.
    • La sous-couche de type p contient 3 cases quantiques, et peut donc contenir un total de 6 électrons.
    • La sous-couche de type d contient 5 cases quantiques, et peut donc contenir un total de 10 électrons.
    • La sous-couche de type f contient 7 cases quantiques, et peut donc contenir un total de 14 électrons.
  4. Comprenez la notation utilisée pour la configuration électronique. Les configurations électroniques sont écrites pour représenter clairement le nombre d’électrons d’un atome ainsi que le nombre d’électrons présents sur chaque sous-couche de cet atome. Les sous-couches sont écrites selon une séquence précise, avec le nombre d’atomes présents sur chaque sous-couche électronique écrit en exposant à droite du nom de celle-ci. La configuration électronique finale consiste en une simple ligne comprenant les sous-couches électroniques suivies de nombres en exposant.
    • Par exemple, voici une configuration électronique simple : 1s 2s 2p. Cette configuration signifie qu’il y a deux électrons dans la sous-couche 1s, deux électrons dans la sous-couche 2s, et six électrons dans la sous-couche 2p. 2 + 2 + 6 = 10 électrons au total. Cette configuration électronique est celle de l’atome de néon non chargé (le numéro atomique du néon est le 10).
  5. Mémorisez l’ordre des sous-couches électroniques. Notez que les sous-couches sont numérotées par couches d’électrons, mais ordonnées par niveau d’énergie. Par exemple, une sous-couche 4s remplie possède une énergie plus faible (est potentiellement plus stable) qu’une sous-couche 3d partiellement remplie ; donc la sous-couche 4s apparaît avant dans la liste. Une fois que vous connaîtrez l’ordre des sous-couches, vous pourrez les remplir tout simplement en fonction du nombre d’électrons portés par l’atome. L’ordre de remplissage des sous-couches est le suivant : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
    • La configuration électronique d’un atome dont toutes les sous-couches sont complètement remplies s’écrit de la façon suivante : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s.
    • Notez que la liste précédente constituerait la configuration électronique de l’Uuo (symbole de l’ununoctium), de numéro atomique 118, le plus élevé du tableau périodique des éléments – ce qui implique que cette configuration électronique comprend toutes les sous-couches électroniques connues aujourd’hui pour un atome de charge nulle.
  6. Remplissez les sous-couches en fonction du nombre d’électrons portés par votre atome. Par exemple, pour écrire la configuration électronique d’un atome de calcium non chargé, vous devrez commencer par chercher son numéro atomique dans le tableau périodique des éléments. Puisque son numéro atomique est le 20, vous devrez écrire la configuration électronique d’un atome comprenant 20 électrons en suivant l’ordre donné dans le paragraphe précédent.
    • Remplissez les sous-couches électroniques dans l’ordre donné précédemment, et ce jusqu’à ce que vous ayez atteint 20 électrons. Les sous-couches 1s et 2s portent chacune 2 électrons, la 2p en porte 6, la 3s en porte 2, la 3p en porte 6, et la 4s en porte 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20). La configuration électronique du calcium est donc : 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
    • Remarque : le niveau d’énergie grimpe d’une couche à l’autre. Par exemple, lorsque vous passez au 4ème niveau d’énergie, vous passez à la sous-couche 4s, ensuite vous repassez à la 3d. Après le 4ème niveau d’énergie, vous passerez au 5ème et suivrez à nouveau l’ordre. Cela n’arrive qu’à partir du 3ème niveau d’énergie.
  7. Utilisez le tableau périodique comme raccourci visuel. Vous avez peut-être déjà remarqué que la forme du tableau périodique correspondait à l’ordre des sous-couches électroniques des configurations périodiques des éléments. Par exemple, les éléments situés dans la seconde colonne en partant de la gauche se terminent toujours en « s », tandis que les atomes situés tout à droite dans la partie du milieu se terminent tous en "d", etc. Servez-vous du tableau périodique pour vous aider à écrire les configurations – l’ordre dans lequel vous ajoutez les électrons aux sous-couches correspond à la position de l’élément en question dans le tableau. Plus précisément :
    • La configuration électronique des atomes placés dans les deux colonnes les plus à gauche se termine avec la sous-couche s, tandis que celle des atomes situés dans la partie droite du tableau se termine avec la sous-couche p. La configuration des atomes placés au centre se termine avec la sous-couche d, et celle des atomes situés en bas du tableau se finit avec la sous-couche f.
    • Par exemple, si vous cherchez la configuration électronique du chlore, vous devez vous dire : « Cet atome est dans la troisième ligne (ou « période ») du tableau périodique. Il se trouve aussi dans la 5ème colonne de la partie du tableau donc les sous-couches se terminent en p. Donc, sa configuration électronique se terminera par 3p.
    • Attention : les zones du tableau correspondant aux sous-couches d et f correspondent à des niveaux d’énergie différents que ceux des périodes dans lesquelles ils se trouvent. Par exemple, la première ligne du block correspondant à la sous-couche d correspondent à la 3ème couche d’énergie bien qu’ils se trouvent dans la période 4, tandis que la première ligne de l’orbitale f correspond à la sous-couche 4f même si elle se trouve dans la période 6.
  8. Apprenez des raccourcis pour écrire les configurations électroniques longues. Les atomes se trouvant dans la colonne la plus à droite du tableau périodique sont nommés gaz rares. Ces éléments sont chimiquement très stables. Pour écrire plus vite les configurations électroniques un peu longues, écrivez simplement le symbole chimique du gaz rare le plus proche et qui possède moins d’électrons que votre atome entre crochets, puis continuez à chercher la configuration électronique pour les sous-couches restantes. Voici un exemple :
    • Pour comprendre ce concept, il peut être utile de prendre un exemple de configuration électronique. Écrivons la configuration du zinc (numéro atomique = 30) en utilisant les gaz rares. La configuration électronique complète du zinc est la suivante : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Toutefois, vous aurez remarqué que 1s 2s 2p 3s 3p est la configuration de l’argon, un gaz rare. Remplacez cette portion de la configuration électronique du zinc avec le symbole chimique de l’argon entre crochets ([Ar]).
    • Donc, la configuration électronique du zinc peut s’écrire [Ar]4s 3d.

Utiliser un tableau périodique de type ADOMAH

  1. Vous devez comprendre comment fonctionne le tableau périodique ADOMAH. Cette méthode d’écriture de la configuration électronique ne requiert aucun travail de mémorisation. Toutefois, cela requiert un tableau périodique réorganisé. En effet, du fait que les tableaux périodiques traditionnels commencent en partie à la quatrième ligne, les numéros des périodes ne correspondent pas nécessairement aux couches d’énergie des électrons. Trouvez un tableau périodique de type ADOMAH, désigné spécifiquement par le scientifique Valery Tsimmerman. Ce type de tableau périodique est facile à trouver en ligne.
    • Dans le tableau périodique ADOMAH, les lignes horizontales représentent des groupes d’éléments come les halogènes, les gaz rares, les alcalins, les alcalino-terreux, etc. Les colonnes verticales correspondent aux couches électroniques et les cascades (les lignes diagonales connectant les blocks s, p, d et f) correspondent aux périodes.
    • L’hélium se retrouve à côté de l’hydrogène, puisqu’ils sont tous les deux caractérisés par la sous-couche 1s. Les blocks de périodes (s, p, d et f) sont écrits à droite et les numéros des couches sont écrits à la base. Les éléments sont présentés dans des boîtes rectangulaires qui sont numérotées de 1 à 120. Ces numéros sont les numéros atomiques normaux qui représentent le nombre total d’électrons présent dans un atome non chargé.
  2. Trouvez votre atome dans le tableau ADOMAH. Pour écrire la configuration électronique d’un élément, localisez son symbole dans le tableau périodique ADOMAH et barrez tous les éléments qui possèdent un numéro atomique supérieur. Par exemple, si vous devez écrire la configuration électronique de l’erbium (68), barrez les éléments possédant un numéro atomique entre 69 et 120.
    • Regardez les nombres 1 à 8 à la base du tableau. Ces numéros de colonnes sont les numéros des couches d’énergie. Ignorez les colonnes dont tous les éléments ont été barrés. Pour l’erbium, les colonnes restantes sont les colonnes 1, 2, 3, 4, 5 et 6.
  3. Comptez les sous-couches jusqu’à atteindre votre atome. En regardant les symboles à droite du tableau périodique (s, p, d, et f) et le numéro de la colonne à la base du tableau et en ignorant les lignes diagonales entre les blocks d’éléments, séparez les colonnes en blocks et listez-les à partir du haut. Encore une fois, ignorez les blocks dont tous les éléments ont été barrés. Écrivez les blocks-colonnes en commençant par le numéro de colonne suivi du symbole du block, comme ceci : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (pour l’erbium).
    • Remarque : La précédente configuration électronique de Er est notée dans l’ordre ascendant des couches d’énergie. Il est aussi possible de l’écrire dans l’ordre de remplissage des sous-couches. Pour cela, suivez les cascades du haut vers le bas à la place des colonnes quand vous écrivez les colonnes-blocks : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
  4. Comptez les électrons pour chaque sous-couche électronique. Comptez les éléments qui n’ont pas été barrés dans chaque block-colonne, en assignant un électron par élément, et notez la quantité que vous obtenez à côté du symbole du block pour chaque block-colonne, de la façon suivante : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. Dans cet exemple, il s’agit encore de la configuration électronique de l’erbium.
  5. Connaissez les configurations électroniques irrégulières. Il existe 18 exceptions communes aux configurations électroniques des atomes dans l’état d’énergie le plus bas, aussi nommé état fondamental. Ceux-ci dévient de la règle générale la position des 2 à 3 derniers électrons. Dans ce cas, la configuration électronique est écrite de façon à garder les électrons dans un état de plus basse énergie que dans la configuration standard. Ces atomes irréguliers sont :
    • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) and Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).

Conseils

  • Pour trouver le numéro atomique d’un atome à partir de sa configuration électronique, il suffit d’additionner tous les nombres qui suivent les lettres (s, p, d, et f). Cela ne fonctionne que pour les atomes non-chargés et non pour les ions pour lesquels des électrons ont été initialement ajoutés ou soustraits pour trouver la configuration électronique.
  • Le nombre suivant la lettre est écrit en exposant, n’oubliez pas de le faire durant un examen.
  • La « stabilité d’une orbitale à moitiéremplie » ne veut rien dire. Il s’agit d’une simplification des concepts.La stabilité des orbitales « à moitié remplies » est due au fait que chaque orbitale n’est occupée que par un électron, donc la répulsion électron-électron est minimisée.
  • Quand l’atome est sous forme ionisée, cela signifie que le nombre de protons n’est pas égal au nombre d’électrons. La charge de l’atome sera (usuellement) notée en haut à droite du symbole chimique. Ainsi, un atome d’antimoine avec une charge de +2 possède une configuration électronique de 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Remarquez que 5p s’est transformé en 5p. Faites attention lorsque la configuration d’un atome non-chargé se termine par autre chose qu’une orbitale s ou p. Lorsque vous ôtez des électrons, vous ne pouvez les ôter que des couches de valence (les sous-couches s et p). Donc, si une configuration se termine par 4s 3d, et que l’atome gagne une charge de +2, alors la configuration se transformera pour se terminer par 4s 3d. Notez que 3dne change pas . À la place, ce sont les électrons de la sous-couche s qui sont perdus.
  • Chaque atome tend vers la stabilité, et la configuration la plus stable est quand les sous-couches s p (s et p) sont remplies. Les gaz rares possèdent cette configuration, ce qui explique pourquoi ils réagissent rarement et leur position à la droite du tableau périodique. Ainsi, si une configuration se termine par 3p, seulement deux autres électrons sont nécessaires pour que cet élément devienne stable (perdre 6 électrons, incluant les électrons de la sous-couche s, est plus coûteux en énergie ; il est donc plus facile d’en perdre 4). Et si une configuration se termine par 4d, il suffit à l’atome de perdre 3 électrons pour atteindre un état stable. Ainsi, les sous-couches remplies à moitié (s1, p3, d5..) sont alors plus stables, par exemple pou p; toutefois, s et p seront encore plus stables.
  • Il existe deux façons différentes d’écrire les configurations électroniques. On peut les écrire par numéros de couche d’énergie ascendants, ou dans l’ordre de remplissage des sous-couches, comme présenté précédemment pour l’erbium.
  • Dans certaines circonstances, un électron a besoin d’être "promu". Lorsqu’une sous-couche électronique n’a besoin que d’1 électron supplémentaire pour être à moitié ou totalement remplie, déplacez un électron de la sous-couche s ou p la plus proche vers la sous-couche qui nécessite l’électron.
  • Vous pouvez aussi écrire la configuration électronique d’un atome en notant sa couche de valence, soit les dernières sous-couches s et p. Ainsi, la couche de valence d’un atome d’antimoine peut s’écrire 5s 5p.
  • C’est différent et plus compliqué pour les ions. Sautez deux niveaux et suivez la même logique en fonction de si le nombre d’électrons est plus élevé ou plus faible.
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