Quelle est la configuration électronique externe?

Le configuration électronique, également appelée structure électronique, est la disposition des électrons dans les niveaux d'énergie autour d'un noyau atomique.

Selon l'ancien modèle atomique de Bohr, les électrons occupent différents niveaux dans des orbites autour du noyau, le premier le plus proche du noyau, K, à la septième couche de la couche Q, qui est la plus éloignée du noyau.

En termes d'un modèle mécanique quantique plus raffiné, les couches K-Q sont subdivisées en un ensemble d'orbitales, chacune pouvant être occupée par pas plus d'une paire d'électrons (Encyclopædia Britannica, 2011).

Habituellement, 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 ionisé dans un cation ou un anion, en 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.

Concepts de base des configurations électroniques

Avant d'affecter les électrons d'un atome aux orbitales, il faut se familiariser avec les concepts de base des configurations électroniques. Chaque élément du tableau périodique est constitué d'atomes composés 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 pour 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'orbite 1s et l'orbitale 2s ont les caractéristiques d'une orbitale s (les nœuds radiaux, les probabilités de volume sphériques, ne peuvent contenir que deux électrons, etc.). Mais comme ils se trouvent dans différents niveaux d'énergie, ils occupent des espaces différents autour du noyau. Chaque orbitale peut être représentée par des blocs spécifiques dans le tableau périodique.

Le bloc s est la région des métaux alcalins, y compris l'hélium (groupes 1 et 2), le bloc d est des métaux de transition (groupes 3 à 12), le bloc p sont les éléments du groupe principal des groupes 13 à 18. Et le bloc f est la série des lanthanides et des actinides (Faizi, 2016).

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, lors de l'écriture de configurations électroniques, nous construisons des orbitales d'électrons lorsque nous passons d'un atome à un autre.

En écrivant la configuration électronique d'un atome, nous remplirons les orbitales par ordre croissant de numéro atomique.

Le principe d'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'accumuler" à des niveaux d'énergie plus élevés.

La manière dont les électrons s'accumulent fait l'objet de configurations électroniques (principe d'Aufbau, 2015).

Les atomes stables ont autant d'électrons que les protons dans le noyau. Les électrons se rassemblent autour du noyau en orbitales quantiques selon 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 du niveau d'énergie le plus bas.
3. Les électrons rempliront toujours les orbitales avec le même numéro de spin. Lorsque les orbitales seront pleines, cela commencera.
4. Les électrons rempliront les orbitales de la somme des nombres quantiques n et l. Les orbitales de valeurs égales de (n + l) seront d'abord remplies avec les valeurs de n inférieures.

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

Une orbitale 2p est n = 2 et L = 2 et 3s orbital est n = 3 et l = 1 (N + l) = 4 dans les deux cas, mais l'orbitale 2p ayant la plus faible valeur de n énergie ou inférieure sera remplie avant la Couche 3s.

Heureusement, le diagramme de Moeller illustré à la figure 2 peut être utilisé pour remplir des électrons. 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 le chemin à suivre.

Maintenant, on sait que l'ordre des orbitals sont remplies, la seule chose qui reste est de mémoriser la taille de chaque orbitale.

Les orbitales S ont 1 valeur possible de m_l contenir 2 électrons

Les orbitales P ont 3 valeurs possibles de m_l contenir 6 électrons

Les orbitales D ont 5 valeurs possibles de m_l contenir 10 électrons

Les orbitales F ont 7 valeurs possibles de m_l contenir 14 électrons

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

Par exemple, prenez l'élément azote. L'azote a sept protons et donc sept électrons. Le premier orbital à remplir est l'orbitale 1s.

Un orbital a deux électrons, il reste donc cinq électrons. La prochaine orbitale est l'orbitale 2 et contient les deux suivantes. Les trois électrons finaux iront à l'orbitale 2p pouvant 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 de numéro atomique n, ce qui explique pourquoi possédant des propriétés chimiques similaires.

Certains des facteurs clés qui influent sur les propriétés atomiques comprennent la taille des plus grandes orbitales occupées, l'énergie des orbitales d'énergie plus élevée, le nombre de postes à pourvoir orbital et le nombre d'électrons dans les orbitales d'énergie plus élevée (Configurations Electron et les propriétés des atomes, SF).

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

Les électrons de la couche extérieure sont ceux capables de former des liaisons chimiques covalentes, sont ceux qui ont la capacité d'ioniser pour former des cations ou des anions sont celles qui donnent l'état d'oxydation des éléments chimiques (Khan, 2014).

Ils détermineront également le rayon atomique. Lorsque n augmente, le rayon atomique augmente. Quand un atome perd un électron, il y aura une contraction du rayon atomique diminue en raison de la charge négative autour du noyau.

Les électrons de la couche extérieure sont ceux qui sont considérés par la théorie de la liaison de valence, la théorie du champ cristallin et de la théorie des orbitales moléculaires pour les propriétés des molécules et des liens hybridations (Bozeman Sciences, 2013).

Références

1. Principe d'Aufbau. (3 juin 2015). Extrait de chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Configuration électronique Tiré de YouTube: youtube.com.
3. Configurations d'électrons et propriétés des atomes. (S.F.). 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. (2017, 7 mars). Le principe Aufbau - Structure électronique et principe Aufbau. Tiré de thoughtco: thoughtco.com.
7. Khan, S. (2014, 8 juin). Les électrons de Valence et la liaison. Tiré de khanacademy: khanacademy.org.