Configuration électronique

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Orbitales atomiques et moléculaires de l'électron

En physique des particules, la configuration électronique est l'arrangement des électrons dans un atome, une molécule ou un autre corps. Précisément, c'est la position des électrons dans une orbitale atomique, moléculaire ou d'autres formes d'orbitales électroniques.

Sommaire

1 Configuration électronique d'un atome
2 Configuration des électrons dans les molécules
3 Configuration électronique dans les solides
4 Voir aussi

[modifier] Configuration électronique d'un atome

La discussion suivante nécessite une connaissance minimale de l'article orbitale atomique.

[modifier] Résumé des nombres quantiques

L'état d'un électron dans un atome est fourni par quatre nombres quantiques. Les trois premiers fournissent les propriétés de l'orbitale atomique dans laquelle se trouve l'électron en question (une explication plus détaillée est donnée dans ce dernier article).

Le nombre quantique principal, noté n, peut prendre n'importe quelle valeur entière supérieure ou égale à 1. Il représente en partie l'énergie globale de l'orbitale, et par extension sa distance générale par rapport au noyau atomique ;
Le nombre quantique azimutal, noté l, peut prendre n'importe quelle valeur entière dans l'intervalle $0 \le l \le n-1$ . Il détermine le moment angulaire de l'orbitale ;
Le nombre quantique magnétique, noté m, peut prendre n'importe quelle valeur entière comprise dans l'intervalle $-l \le m \le l$ . Ce nombre détermine le changement énergétique d'une orbitale atomique dû à un champ magnétique externe (effet Zeeman) ;
Le nombre quantique de spin, noté s, peut prendre uniquement les valeurs +1/2 ou -1/2 (parfois simplement appelées en haut et en bas). Le spin est une propriété intrinsèque de l'électron et est indépendant des autres nombres. Le spin (en conjonction avec le moment angulaire) détermine en partie le moment magnétique du dipôle de l'électron.

[modifier] Couches et sous-couches

Les couches et sous-couches sont définies comme les nombres quantiques susmentionnés, et NON par la distance des électrons au noyau. En fait, dans les atomes de grande taille, les couches supérieures à la deuxième couche se superposent (voir le paragraphe principe Afbau).

Les états électroniques avec la même valeur de n sont en relation, et l'on dit qu'ils appartiennent à la même couche électronique. Les états électroniques avec la même valeur de n et aussi de l appartiennent à la même sous-couche électronique. Si les états partagent également la même valeur de m, on dit qu'ils appartiennent à la même orbitale atomique. Et parce que les électrons n'ont que deux valeurs possibles de spin (nombre quantique s), une orbitale atomique ne peut pas contenir plus de deux électrons (principe d'exclusion de Pauli).

Partant de ces définitions, on peut déduire que la capacité totale en électrons d'une sous-couche est 4l+2, et que celle d'une couche est 2n².

[modifier] Exemple

Voici la configuration électronique d'une cinquième couche remplie :

Couche	Sous-couche	Orbitales		Electrons
n = 5	l = 0	m = 0	→ orbitale de type s	→ 2 électrons maximum
	l = 1	m = -1, 0, +1	→ orbitales de type p	→ 6 électrons maximum
	l = 2	m = -2, -1, 0, +1, +2	→ orbitales de type d	→ 10 électrons maximum
	l = 3	m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	→ orbitales de type f	→ 14 électrons maximum
	l = 4	m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4	→ orbitales de type g	→ 18 électrons maximum
				Total : 50 électrons maximum

Cette information peut être notée ainsi : 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 5f¹⁴ 5g¹⁸ (voir ci-dessous pour plus de détails sur la notation).

Les noms des sous-couches s, p, d et f proviennent d'un système désormais discrédité de catégorisation à partir des raies spectrales dites (en anglais) sharp, principal, diffuse ou fundamental, basées sur l'observation de leur structure fine. Quand les quatre premiers types d'orbitales furent décrites, elles furent associées à ces quatre types de raies spectrales. La désignation g provient de la suite selon l'ordre alphabétique. Les couches avec plus de cinq sous-couche sont théoriquement possibles, mais cela couvre déjà tous les éléments découverts.

[modifier] Notation

Les physiciens et les chimistes utilisent une notation standard pour décrire les configurations des électrons de l'atome. Selon cette notation, une sous-couche est notée sous la forme nx^e, où n est le numéro de la couche, x est le nom de la sous-couche et e est le nombre d'électrons dans la sous-couche. Les sous-couches de l'atome sont écrites dans l'ordre croissant d'énergie - en d'autres termes, la séquence selon laquelle elles sont remplies (voir le principe d'Aufbau ci-dessous).

Par exemple, l'hydrogène à l'état fondamental a un électron dans la sous-couche s de la première couche, donc sa configuration est notée 1s¹. Le lithium a deux électrons dans la sous-couche 1s et un dans la sous couche 2s (de plus haute énergie que la précédente). Sa configuration est donc notée 1s² 2s¹. Pour le phosphore (numéro atomique 15), cela donne : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Pour les atomes ayant plusieurs couches électronique totalement remplies, la notation peut devenir très longue. On peut alors abréger la notation en indiquant que la configuration des électrons de cœur (électrons d'un couche électronique totalement remplie, à l'exception des couches d ou f) ont une configuration identique à celle du premier gaz rare qui précède l'élément. Le phosphore, par exemple, ne diffère du néon (1s² 2s² 2p⁶) que par la présence d'une troisième couche. Donc la configuration électronique du néon est retirée, et le phosphore est noté ainsi : [Ne]3s² 3p³.

Une manière encore plus simple de noter le nombre d'électrons dans chaque couche est par exemple (toujours pour le phosphore) : 2-8-5

[modifier] Principe Aufbau

À l'état fondamental d'un atome (l'état dans lequel il se trouve habituellement), la configuration électronique suit le principe Aufbau. D'après ce principe, les électrons se placent dans des états électroniques d' énergie croissante. Par exemple, la premier électron se place dans l'état présentant le niveau d'énergie le plus bas, le second électron dans l'état suivant de plus basse énergie, etc.

L'ordre dans lequel les sous-couches sont remplies est défini selon la règle de Klechkowski, représenté sur la figure suivante, le diagramme de Klechkowski :

Une paire d'électrons avec des spins identiques est légèrement plus énergétique qu'une paire d'électrons avec des spins opposés. Puisque deux électrons sur la même orbitale doivent avoir des spins opposés, cela fait que les électrons "préfèrent" occuper tout d'abord des orbitales différentes les uns des autres. Cette préférence se manifeste d'elle-même si une sous-couche avec $l > 0$ (une qui contient plus d'une orbitale) n'est pas complète. Par exemple, si une sous-couche p contient quatre électrons, deux électrons occuperont une orbitale, mais les deux autres occuperont chacun une des orbitales restantes, et leur spin sera le même. Ce phénomène est décrit par la règle de Hund.

Le principe Aufbau peut être appliqué, sous une forme modifiée, aux protons et aux neutrons dans le noyau atomique.

[modifier] Exceptions

Une sous-couche d qui est remplie à moitié (donc qui a 5 électrons sur 10 possibles) est plus stable que la sous-couche s de la prochaine couche. Cela est possible car il coûte moins d'énergie de maintenir un électron dans une sous-couche d à moitié remplie que dans une sous-couche s remplie. Par exemple, le cuivre (numéro atomique 29) a une configuration de [Ar]3d¹⁰ 4s¹, et non [Ar]3d⁹ 4s² comme on pourrait le supposer selon le principe Aufbau. De la même manière, le chrome (numéro atomique 24) a une configuration de [Ar] 3d⁵ 4s¹, et non [Ar] 3d⁴ 4s².

Élement	Z	Configuration électronique
Titane	22	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s²
Vanadium	23	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d³ 4s²
Chrome	24	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹
Manganèse	25	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s²
Fer	26	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²
Cobalt	27	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁷ 4s²
Nickel	28	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s²
Cuivre	29	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹
Zinc	30	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s²
Gallium	31	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p¹

Cela peut être compris plus aisément en parcourant la configuration électronique illustrée à [1].

[modifier] Correspondance avec la structure de la table périodique

La configuration électronique est intimement liée à la structure de la table périodique. Les propriétés chimiques d'un atome sont largement déterminées par l'arrangement des électrons dans la couche externe (ou couche de valence) (bien que d'autres facteurs, comme le rayon atomique, la masse atomique et une accessibilité accrue à d'autres états électroniques contribuent également à la chimie des éléments lorsque la taille de l'atome augmente).

[modifier] Configuration des électrons dans les molécules

Dans les molécules, la situation devient plus complexe, car chaque molécule a une structure orbitale différente. On verra l'article sur l'orbitale moléculaire et la méthode de combinaison linéaire d'orbitales atomiques pour une introduction à ce sujet, et l'article sur la chimie computationelle pour une connaissance plus approfondie.

[modifier] Configuration électronique dans les solides

Dans un solide, les états électroniques deviennent très nombreux. Ils cessent d'être discrets, et se mélangent ensemble en une étendue continue d'états possibles (une bande électronique). La notion de configuration électronique cesse d'être pertinente, et laisse la place à la théorie des bandes.