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Complément - Chapitre 1 Notions fondamentales Configurations électroniques 1.a

Complément - Chapitre 1 Notions fondamentales Configurations électroniques 1.a Cases quantiques La configuration électronique des atomes consiste en la répartition des électrons au sein des différentes orbitales atomiques. Il existe certaines règles à respecter lors de la distribution des électrons dans les orbitales des atomes polyélectroniques. De plus, un système codé a été établi pour représenter, de façon schématisée et plus visuelle, les orbitales atomiques. En effet, il serait fort complexe et très lourd de décrire la position des électrons en utilisant leurs états quantiques. C’est pour cette raison que les cases quantiques ont été élaborées afin de mettre en évidence la disposition des électrons sans avoir à dessiner toutes les orbitales atomiques. D’autres notations (notation spdf, notation abrégée) sont aussi employées pour décrire les configurations électroniques des éléments chimiques (voir la section 1.d). Éléments illustrant les cases quantiques : • Chiffre (niveau d’énergie = n = nombre quantique principal) • Lettre (forme de l’orbitale, s, p ou d = A= nombre quantique secondaire) • Cases quantiques pour représenter les orbitales • Demi-flèches vers le haut et vers le bas pour représenter les électrons selon leur spin. 1s • Pour l’hydrogène, on aura donc : 1.b Utilité du tableau périodique pour le remplissage des orbitales atomiques Il existe plusieurs moyens mnémotechniques pour classer les orbitales atomiques selon leur niveau énergétique chez les atomes polyélectroniques. Toutefois, le tableau périodique est constitué de manière à reconnaître facilement l’ordre énergétique des orbitales atomiques et par le fait même leur ordre de remplissage, ce qui constitue un outil fort avantageux, sachant qu’on le retrouve affiché dans la plupart des classes et des laboratoires ou présent dans les ouvrages de référence. À la figure 1.a, quatre couleurs permettent de distinguer quatre regroupements dans le tableau. Les deux premières familles (groupes 1 et 2), en bleu, représentent les orbitales du bloc « s » ; les familles de droite (groupes 13 à 18), en rouge, sont associées aux Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 1 orbitales du bloc « p » ; les métaux de transition (groupes 3 à 12), en jaune, correspondent aux orbitales du bloc « d » ; et finalement les lanthanides et les actinides, en vert, font partie du regroupement des orbitales du bloc « f ». Bien que l’hélium appartienne à la famille des gaz rares (groupe 18 ou VIIIA), il ne possède que deux électrons, il sera donc « déplacé » vers la deuxième famille (groupe 2 ou IIA) du tableau périodique pour qu’il soit situé dans le bloc « s ». Figure 1.a Tableau périodique des éléments et blocs d’orbitales atomiques He Déplacement de l'hélium pour qu'il se retrouve dans le bloc "s" 2 Orbitales "s" Orbitales "d" Orbitales "p" 2s 3s 4s 5s 6s 7s 1s 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 6d 4f 5f Orbitales "f" Dans le tableau périodique, chaque période correspond à un niveau énergétique distinct (pour les éléments de transition d’une période donnée, ils appartiennent au niveau énergétique (n-1)). De plus, pour une période donnée, on remarque la présence de 2 éléments dans le bloc « s », de 6 éléments dans le bloc « p », de 10 éléments dans le bloc « d » et de 14 éléments dans le bloc « f ». Sachant qu’en se déplaçant de gauche à droite le long d’une période, le numéro atomique augmente graduellement, on peut donc dire qu’en se déplaçant d’un élément à un autre, on ajoute également un électron. Ainsi, chacune des cases du tableau représente un électron additionnel par rapport à la case précédente. Selon le principe d’exclusion de Pauli (voir section 1.c), chaque orbitale peut contenir deux électrons, il devient clair que le tableau périodique concorde avec la théorie quantique décrivant les orbitales atomiques. Il existe alors, pour un même niveau énergétique, une seule orbitale « s », sphérique (2 éléments / 2 é par orbitale), 3 orbitales « p » ayant 3 orientations différentes px, py et pz (6 éléments / 2 é par orbitale), 5 orbitales « d », soit dxy, dxz, dyz, dx2-y2 et dz2 (10 éléments / 2 é par orbitale) et 7 orbitales « f » d’orientations différentes (14 éléments / 2 é par orbitale) ! Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 2 1.c Configurations électroniques des atomes et règles de remplissage des orbitales atomiques Les règles de remplissage pour déterminer les configurations électroniques des atomes à l’état fondamental sont les suivantes : A. Le principe d’exclusion de Pauli (Wolfgang Pauli, 1900-1958) stipule qu’il est impossible que deux électrons aient le même état quantique à l’état fondamental, c’est-à- dire qu’ils ne peuvent posséder les quatre mêmes nombres quantiques (n, A et mA pour décrire l’orbitale et ms pour le spin de l’électron). Ainsi, si deux électrons se trouvent dans la même orbitale et que l’un des électrons possède un moment magnétique (un spin), le second aura systématiquement un moment magnétique opposé. Pour bien mettre en évidence cette différence dans le système codé des cases quantiques, l’une des flèches pointe vers le haut et l’autre vers le bas (le sens de la flèche représente les moments magnétiques distincts de l’électron ou plus simplement le sens de rotation de l’électron sur lui-même). B. Le principe de aufbau (mot allemand signifiant construction par empilement) précise que les orbitales de plus faible énergie doivent être remplies en premier. Cela est fort logique d’un point de vue énergétique puisque si l’on place des électrons sur le premier niveau énergétique, ils seront plus près du noyau et subiront une plus forte attraction. Les électrons dans une orbitale 1s sont donc plus stables que ceux disposés dans une orbitale 2s. Le principe de aufbau indique qu’il faut absolument remplir l’orbitale 1s avant de placer des électrons dans l’orbitale 2s et ainsi de suite. C. La règle de Hund (Friedrich Hund, 1896-1997) stipule que lorsqu’il y a dégénérescence des orbitales atomiques, les électrons doivent être logés successivement, avec le même spin par convention, dans chacune des orbitales jusqu’à ce que toutes les orbitales possèdent un électron avant de placer un deuxième électron, de spin opposé, dans une même orbitale. Cette règle tient compte du fait qu’il est plus favorable énergétiquement de localiser deux électrons dans deux orbitales dégénérées, ce qui évite ainsi la répulsion électronique. Plusieurs exemples sont présentés à la figure 1.b. Figure 1.b Configurations électroniques des éléments chimiques de numéro atomique 1 à 13 à l’état fondamental Lorsque les orbitales sont de même énergie, mais d’orientations différentes, on dit que ce sont des orbitales dégénérées. Celles-ci sont représentées par des cases quantiques juxtaposées. Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 3 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al 1s 2s 2p 3s 1s 2s 2p 3s 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 1s 2s 1s 1s 1s 2s 2p 3s 3p En débutant la lecture par la première période (premier niveau énergétique), l’orbitale 1s existe et non pas les orbitales 1p, 1d, etc. Par conséquent, lorsque le niveau n = 1 est complété, il faut lire ensuite la deuxième période correspondant au deuxième niveau énergétique. Pour le béryllium, quatre électrons doivent être placés dans les cases quantiques ; les deux premiers électrons seront logés dans l’orbitale 1s, puis les deux autres dans l’orbitale 2s. Prenons maintenant le cas de l’oxygène (Z = 8). Ce dernier se retrouve sur le deuxième niveau énergétique (2e période) dans le bloc « p ». Le remplissage débute donc par celui de l’orbitale 1s, suivi de l’orbitale 2s. Il reste alors 4 électrons à loger dans les orbitales 2p en respectant la règle de Hund. En effet, remarquez bien la représentation des 3 orbitales 2p à la figure 1.b. Il ne s’agit pas de trois cases indépendantes, mais bien de trois cases juxtaposées. Pourquoi cette représentation ? Simplement pour démontrer que les trois orbitales p ont la même énergie, ce n’est que leur orientation dans l’espace qui diffère. Ce sont des orbitales dégénérées. Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 4 Remarque : Les éléments les plus couramment rencontrés en chimie organique se situent dans les 3 premières périodes. Ainsi, nous n’entrerons pas dans les détails et dans les exceptions quant aux configurations électroniques des éléments de transition impliquant les orbitales « d » et « f ». Exercice 1.a La règle de Hund spécifie qu’il faut placer un électron dans chacune des orbitales dégénérées avant de placer un deuxième électron dans une orbitale. Expliquez. Exercice 1.b Quelle est la configuration électronique représentée à l’aide des cases quantiques des éléments de numéro atomique 14 à 20 ? 1.d Notations spdf et abrégée Pour simplifier l’écriture des cases quantiques, on utilise la notation spdf. Elle indique le nombre d’électrons dans chacune des orbitales par un chiffre en exposant au-dessus de l’orbitale. Cette dernière uploads/Litterature/ ch1-configurations-electroniques.pdf