Configuration électronique pour la chimie HSC : atomes et ions

Supposons que vous sachiez qu’un atome possède 17 électrons. Où vont réellement ces électrons ?

Il est tentant de les imaginer s’empilant autour du noyau, comme des personnes qui remplissent des sièges en commençant par le premier rang. Cette idée est utile, mais incomplète. Les électrons occupent des niveaux d’énergie, des sous-couches et des orbitales bien précis, et l’ordre de remplissage n’est pas simplement couche 1, puis couche 2, puis couche 3.

Avant de poursuivre, faites une prédiction : après le remplissage de \(3p\), l’électron suivant entre-t-il dans \(3d\) ou dans \(4s\) ?

Il entre dans \(4s\). Ce résultat un peu surprenant explique pourquoi la configuration électronique exige plus qu’un simple comptage des électrons.

01Commençons par les couches : les grands niveaux d’énergie

Un électron dans un atome ne peut avoir que certaines énergies autorisées. Nous les organisons en couches, repérées par le nombre quantique principal \(n\) :

• \(n = 1\) : première couche
• \(n = 2\) : deuxième couche
• \(n = 3\) : troisième couche
• \(n = 4\) : quatrième couche

Comme premier modèle mental, imaginez un immeuble à plusieurs étages. Le numéro de la couche vous indique l’étage.

Cette image est utile, mais elle atteint vite ses limites. Chaque étage est divisé en différents types de pièces, et certaines pièces peuvent avoir une énergie plus faible que des pièces situées à l’étage inférieur. Les électrons sont déterminés par l’énergie, pas seulement par le numéro de l’étage.

Le nombre maximal d’électrons dans une couche est :

\[
2n^2
\]

où \(n\) est le numéro de la couche.

Par exemple, la deuxième couche peut contenir :

\[
2(2)^2 = 8 \text{ électrons}
\]

La troisième couche peut contenir jusqu’à :

\[
2(3)^2 = 18 \text{ électrons}
\]

Mais cela ne signifie pas que les 18 premiers électrons remplissent les couches selon \(2, 8, 8\), puis remplissent entièrement la troisième couche avant de commencer la quatrième. Pour comprendre l’ordre réel, nous devons examiner les sous-couches.

02Les sous-couches : division de chaque couche en différentes régions d’énergie

Chaque couche contient une ou plusieurs sous-couches, désignées par \(s\), \(p\), \(d\) et \(f\).

Le nombre indique la couche. La lettre indique la sous-couche.

Ainsi, \(3p\) désigne la sous-couche \(p\) de la troisième couche.

Chaque type de sous-couche possède un nombre maximal fixe d’électrons :

Il vaut mieux comprendre ce tableau que mémoriser quatre nombres sans lien entre eux. Chaque orbitale peut contenir au maximum deux électrons ; le nombre maximal d’électrons est donc le double du nombre d’orbitales.

03Les orbitales : d’où vient la limite de deux électrons

Une orbitale est une région décrite par l’état quantique d’un électron. Pour la chimie HSC, l’idée essentielle est que chaque orbitale peut contenir au maximum deux électrons, et que ces électrons doivent avoir des spins opposés.

On représente souvent une orbitale par une case et les électrons par des flèches :

\(1s:\ [\uparrow\downarrow]\)

Les flèches ne signifient pas que les électrons sont littéralement de petites flèches tournant dans le sens horaire ou antihoraire. Elles représentent deux états de spin autorisés.

La règle qui empêche deux électrons d’un même atome d’avoir un ensemble identique de nombres quantiques est le principe d’exclusion de Pauli. Dans une orbitale, cela conduit à un maximum de deux électrons de spins opposés.

04Les trois règles qui déterminent la configuration de l’état fondamental

Une configuration électronique de l’état fondamental est la disposition des électrons d’un atome qui possède l’énergie la plus faible.

Trois idées principales déterminent la manière de l’écrire.

1. Remplir d’abord les orbitales de plus basse énergie

C’est ce que l’on appelle couramment le principe d’Aufbau.

Pour les premières parties du tableau périodique, l’ordre de remplissage est :

\[
1s,\ 2s,\ 2p,\ 3s,\ 3p,\ 4s,\ 3d,\ 4p,\ 5s,\ 4d,\ 5p,\ 6s,\ldots
\]

Remarquez la partie importante :

\[
3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d
\]

Ainsi, \(4s\) commence à se remplir avant \(3d\).

Un élève qui ne regarde que les numéros de couche pourrait penser que \(3d\) vient avant \(4s\). Cela paraît raisonnable puisque 3 est inférieur à 4. Le problème est que les électrons remplissent les orbitales selon leur énergie, et non simplement selon le numéro de la couche.

2. Ne pas placer plus de deux électrons dans une même orbitale

Cela découle du principe d’exclusion de Pauli.

Une sous-couche \(s\) possède une orbitale et peut donc contenir au maximum deux électrons :

\(s^2\)

Une sous-couche \(p\) possède trois orbitales et peut donc en contenir au maximum six :

\(p^6\)

Une sous-couche \(d\) possède cinq orbitales et peut donc en contenir au maximum dix :

\(d^{10}\)

3. Répartir les électrons avant de les apparier

C’est la règle de Hund.

Supposons que trois électrons doivent entrer dans une sous-couche \(p\). Une sous-couche \(p\) contient trois orbitales.

La disposition de l’état fondamental est :

\[
[\uparrow]\ [\uparrow]\ [\uparrow]
\]

et non :

\[
[\uparrow\downarrow]\ [\uparrow]\ [\ ]
\]

Les électrons occupent individuellement les orbitales de même énergie avant que l’appariement ne commence.

Une analogie un peu amusante est celle d’un bus presque vide. Si trois personnes montent et qu’il y a trois paires de sièges vides, elles ont généralement tendance à se répartir avant de s’asseoir épaule contre épaule. La règle de Hund suit un schéma semblable.

L’analogie a toutefois ses limites, car les électrons ne font pas de choix sociaux. La disposition réelle résulte de la mécanique quantique et des interactions entre électrons.

05Comment écrire une configuration électronique

Commencez par déterminer le nombre d’électrons, puis remplissez les sous-couches dans l’ordre croissant d’énergie sans dépasser la capacité de chacune.

Pour un atome neutre :

\[
\text{nombre d’électrons} = \text{numéro atomique}
\]

Pour un ion, ajustez le nombre d’électrons en fonction de la charge.

Un ion \(2+\) a perdu deux électrons.

Un ion \(1-\) a gagné un électron.

La configuration électronique dépend du nombre d’électrons et de la charge nucléaire, et non du nombre de neutrons. Deux isotopes d’un même élément neutre ont donc la même configuration électronique de l’état fondamental. Si vous avez besoin de revoir la différence entre numéro atomique, nombre de masse et isotopes, consultez Les isotopes stables et instables expliqués pour la chimie HSC.

06Écriture abrégée avec un gaz noble

Les configurations longues deviennent peu pratiques ; on remplace donc souvent les couches internes complètes par le symbole du gaz noble précédent.

Le soufre possède :

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4
\]

Les dix premiers électrons sont les mêmes que ceux du néon, on peut donc écrire :

\[
\boxed{\ce{[Ne]}\,3s^2\,3p^4}
\]

Les crochets signifient « la configuration électronique complète de ce gaz noble ».

Cette écriture abrégée ne modifie pas la configuration. Elle évite simplement de réécrire les sous-couches internes remplies.

07Écrire les configurations des ions

Pour les ions des éléments des groupes principaux, la méthode la plus sûre est la suivante :

1. déterminer le nombre d’électrons dans l’ion,
2. placer ces électrons dans les niveaux d’énergie disponibles les plus bas.

Par exemple, le chlore a pour numéro atomique 17.

Le chlore neutre possède 17 électrons :

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5
\]

L’ion chlorure, \(\mathrm{Cl}^{-}\), a gagné un électron, ce qui donne 18 électrons :

\[
\boxed{1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6}
\]

ou :

\[
\boxed{\ce{[Ar]}}
\]

Le calcium a pour numéro atomique 20. Le calcium neutre est :

\[
\ce{[Ar]}\,4s^2
\]

L’ion calcium \(\mathrm{Ca}^{2+}\) a perdu ces deux électrons externes :

\[
\boxed{\ce{[Ar]}}
\]

Jusqu’ici, la règle « retirer les électrons à la fin de la configuration écrite » semble fonctionner.

Puis les métaux de transition arrivent et rendent ce raccourci incorrect.

08Le piège des métaux de transition : retirer \(4s\) avant \(3d\)

Considérons le fer, de numéro atomique 26.

Sa configuration électronique neutre à l’état fondamental est :

\[
\boxed{\ce{[Ar]}\,4s^2\,3d^6}
\]

Vous pouvez aussi la voir écrite ainsi :

\[
\ce{[Ar]}\,3d^6\,4s^2
\]

Ces deux notations décrivent les mêmes sous-couches occupées.

Prédisez maintenant la configuration de \(\mathrm{Fe}^{2+}\). Retireriez-vous deux électrons de \(3d\), parce que \(3d\) apparaît après \(4s\) dans la séquence de remplissage ?

Non. Les électrons \(4s\) sont retirés en premier.

Ainsi :

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{2+}: [Ar]\,3d^6}
\]

Pour \(\mathrm{Fe}^{3+}\), un électron supplémentaire est retiré de \(3d\) :

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{3+}: [Ar]\,3d^5}
\]

Cela ne semble contradictoire que si l’on traite l’ordre de remplissage comme un escalier rigide qui ne change jamais.

La règle simplifiée « \(4s\) se remplit avant \(3d\) » est utile pour construire la configuration de nombreux atomes neutres. Cependant, une fois que la sous-couche \(3d\) contient des électrons, les énergies relatives des orbitales sont modifiées par la répartition électronique. Pour les cations courants des métaux de transition, les électrons \(4s\) sont perdus avant les électrons \(3d\).

Une règle fiable pour le HSC est donc :

Remplissez \(4s\) avant \(3d\) lorsque vous construisez la configuration neutre habituelle, mais retirez les électrons \(4s\) avant les électrons \(3d\) lors de la formation des cations de métaux de transition.

09Chrome et cuivre : lorsque le schéma simple de remplissage doit être révisé

La séquence de remplissage habituelle est un modèle qui fonctionne très bien, mais elle comporte des exceptions importantes.

Une prédiction de base suivant le principe d’Aufbau pour le chrome, de numéro atomique 24, serait :

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^4}
\]

Sa configuration observée à l’état fondamental est plutôt :

\[
\boxed{\ce{Cr}: [Ar]\,4s^1\,3d^5}
\]

Pour le cuivre, de numéro atomique 29, la prédiction simple serait :

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^9}
\]

Sa configuration à l’état fondamental est :

\[
\boxed{\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}}
\]

On explique parfois cela en disant que « les sous-couches \(d\) à moitié remplies et complètement remplies sont plus stables ». C’est un moyen mnémotechnique utile, mais ce n’est pas une explication physique complète. Les énergies réelles dépendent de plusieurs contributions, notamment des interactions électron-électron, et les différences d’énergie entre ces configurations sont faibles.

Pour le travail en HSC, le point pratique essentiel est le suivant : ne forcez pas le chrome et le cuivre à suivre le schéma d’Aufbau le plus simple lorsqu’on vous demande leurs configurations à l’état fondamental.

Leurs ions suivent néanmoins la règle de retrait propre aux métaux de transition.

Par exemple :

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Retirez l’électron \(4s\) pour former \(\mathrm{Cu}^{+}\) :

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}}
\]

Puis retirez un électron \(3d\) pour former \(\mathrm{Cu}^{2+}\) :

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9}
\]

10La notation par couches et la notation par sous-couches ne sont pas identiques

On peut parfois décrire les électrons uniquement par couches.

Pour le chlore :

\[
2,\ 8,\ 7
\]

Cela nous indique qu’il y a deux électrons dans la première couche, huit dans la deuxième et sept dans la troisième.

Sa configuration en sous-couches est beaucoup plus précise :

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5
\]

Les deux descriptions donnent des informations utiles, mais elles répondent à des questions différentes.

La notation par couches indique combien d’électrons occupent chaque niveau d’énergie principal.

La notation par sous-couches indique quelles sous-couches \(s\), \(p\), \(d\) ou \(f\) sont occupées par les électrons.

Si une question demande une configuration électronique « en notation de sous-couches », écrire seulement \(2,8,7\) ne suffit pas.

11Une méthode concise pour les questions d’examen

Lorsque vous devez déterminer une configuration à l’état fondamental, procédez dans cet ordre :

1. Déterminez le nombre d’électrons. Partez du numéro atomique, puis ajustez selon la charge.
2. Remplissez les sous-couches correctes. Utilisez l’ordre des énergies, et pas seulement le numéro de couche.
3. Respectez les capacités. \(s^2\), \(p^6\), \(d^{10}\), \(f^{14}\).
4. Appliquez la règle de Hund si les orbitales sont représentées individuellement.
5. Pour les cations des métaux de transition, retirez \(4s\) avant \(3d\).
6. N’oubliez pas les véritables exceptions de l’état fondamental, comme Cr et Cu.
7. Additionnez les exposants à la fin. Leur somme doit être égale au nombre total d’électrons.

Cette dernière vérification permet de repérer un nombre étonnamment élevé d’erreurs.

12Questions et solutions

Question 1

Un atome de phosphore neutre a pour numéro atomique 15.

Écrivez :

a) sa configuration électronique complète à l’état fondamental, et
b) sa configuration par couches.

Solution 1

Les configurations sont \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3\) et \(2,8,5\).

Le phosphore est neutre, donc ses 15 protons correspondent à 15 électrons. Le remplissage des sous-couches dans l’ordre croissant d’énergie donne :

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3
\]

Le total est :

\[
2 + 2 + 6 + 2 + 3 = 15
\]

Pour convertir cela en notation par couches, regroupez les électrons ayant le même numéro de couche principale :

• \(n=1\) : \(1s^2\), soit 2 électrons
• \(n=2\) : \(2s^2 + 2p^6\), soit 8 électrons
• \(n=3\) : \(3s^2 + 3p^3\), soit 5 électrons

Par conséquent :

\[
\boxed{2,8,5}
\]

Une erreur fréquente consiste à confondre l’exposant de \(3p^3\) avec le nombre total d’électrons de la couche 3. Les électrons \(3s^2\) doivent également être comptés.

Question 2

Un ion oxyde s’écrit \(\mathrm{O}^{2-}\). L’oxygène a pour numéro atomique 8.

Écrivez la configuration électronique complète de l’ion et expliquez pourquoi il contient plus d’électrons qu’un atome d’oxygène neutre.

Solution 2

L’ion oxyde possède la configuration \(1s^2\,2s^2\,2p^6\) car il contient 10 électrons.

L’oxygène neutre possède 8 électrons :

\[
\ce{O}: 1s^2\,2s^2\,2p^4
\]

Une charge \(2-\) signifie que l’atome a gagné deux électrons :

\[
8 + 2 = 10 \text{ électrons}
\]

Le remplissage avec 10 électrons donne :

\[
\boxed{\mathrm{O}^{2-}: 1s^2\,2s^2\,2p^6}
\]

La charge négative ne signifie pas que le nombre d’électrons est négatif. Elle signifie qu’il y a deux électrons chargés négativement de plus que de protons chargés positivement.

Question 3

Un élève donne la disposition orbitale à l’état fondamental des trois électrons \(2p\) de l’azote sous la forme :

\[
[\uparrow\downarrow]\ [\uparrow]\ [\ ]
\]

Expliquez ce qui ne va pas dans cette disposition et représentez la disposition correcte des électrons \(2p\).

Solution 3

Cette disposition est incorrecte parce que la règle de Hund exige que les trois orbitales \(2p\) de même énergie soient occupées individuellement avant tout appariement des électrons.

L’azote possède la configuration :

\[
1s^2\,2s^2\,2p^3
\]

Les trois électrons \(2p\) occupent donc des orbitales \(p\) distinctes :

\[
\boxed{[\uparrow]\ [\uparrow]\ [\uparrow]}
\]

La disposition proposée par l’élève ne dépasse pas la capacité de deux électrons par orbitale ; elle peut donc sembler plausible. Le problème est qu’elle ne correspond pas à la disposition de plus basse énergie. L’appariement ne commence qu’après que chaque orbitale de la sous-couche contient un électron.

Question 4

Le fer a pour numéro atomique 26. Un élève écrit :

\[
\ce{Fe}: [Ar]\,4s^2\,3d^6
\]

Il affirme ensuite que \(\mathrm{Fe}^{3+}\) doit être :

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^3}
\]

parce que « les électrons \(3d\) ont été ajoutés après les électrons \(4s\), ils devraient donc être retirés en premier ».

Donnez la configuration correcte de \(\mathrm{Fe}^{3+}\) et expliquez l’erreur dans le raisonnement de l’élève.

Solution 4

La configuration correcte est \(\ce{[Ar]\,3d^5}\).

Le fer neutre est :

\[
\ce{Fe}: [Ar]\,4s^2\,3d^6
\]

Pour former \(\mathrm{Fe}^{3+}\), trois électrons doivent être retirés. Pour un cation d’un métal de transition, les électrons \(4s\) sont retirés avant les électrons \(3d\).

Retirez d’abord les deux électrons \(4s\) :

\[
\ce{[Ar]\,3d^6}
\]

Puis retirez un électron \(3d\) :

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{3+}: [Ar]\,3d^5}
\]

L’élève a supposé que la séquence de remplissage de l’atome neutre déterminait également la séquence de retrait. Ce n’est pas le cas. Les énergies relatives des orbitales occupées ne sont pas fixes indépendamment de la répartition des électrons, et dans ces cations de métaux de transition, les électrons \(4s\) sont retirés en premier.

La vérification du nombre d’électrons confirme le résultat. Le fer possède 26 électrons lorsqu’il est neutre ; \(\mathrm{Fe}^{3+}\) en possède donc :

\[
26 – 3 = 23
\]

La configuration \(\ce{[Ar]\,3d^5}\) contient :

\[
18 + 5 = 23
\]

électrons.

Question 5

Le cuivre a pour numéro atomique 29 et possède la configuration de l’état fondamental suivante :

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Un élève hypothétique formule deux affirmations :

1. \(\mathrm{Cu}^{+}\) devrait être \(\ce{[Ar]\,4s^1\,3d^9}\) parce que la sous-couche \(d\) est écrite en dernier.
2. \(\mathrm{Cu}^{2+}\) devrait avoir une sous-couche \(3d\) complètement remplie parce que le cuivre « préfère » \(3d^{10}\).

Évaluez les deux affirmations et donnez les configurations correctes de \(\mathrm{Cu}^{+}\) et \(\mathrm{Cu}^{2+}\).

Solution 5

Les deux affirmations sont incorrectes. Les configurations correctes sont \(\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}\) et \(\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9\).

Partons de la configuration observée de l’état fondamental :

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Pour \(\mathrm{Cu}^{+}\), un électron est retiré. L’électron \(4s\) est retiré avant un électron \(3d\) :

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}}
\]

Le cuivre possède 29 électrons lorsqu’il est neutre ; \(\mathrm{Cu}^{+}\) doit donc en avoir 28. La configuration ci-dessus contient :

\[
18 + 10 = 28
\]

Pour \(\mathrm{Cu}^{2+}\), un électron supplémentaire doit être retiré. La sous-couche \(4s\) étant désormais vide, cet électron provient de \(3d\) :

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9}
\]

Cette configuration contient :

\[
18 + 9 = 27
\]

électrons, comme l’exige un ion \(2+\).

La première affirmation est incorrecte parce que l’ordre dans lequel les sous-couches sont écrites ne constitue pas une règle de retrait des électrons.

La deuxième affirmation transforme l’observation utile concernant l’état fondamental du cuivre neutre en une loi absolue. Une sous-couche \(3d\) remplie n’empêche pas le cuivre de perdre un électron supplémentaire. Une fois \(\mathrm{Cu}^{2+}\) formé, son nombre d’électrons exige une configuration \(3d^9\).

Voici une manière plus utile d’aborder les exceptions : utilisez la configuration de l’état fondamental établie expérimentalement, appliquez correctement la règle d’ionisation et vérifiez le nombre final d’électrons, plutôt que d’essayer de forcer chaque espèce à adopter une configuration qui semble préférable.

13Ce que la configuration électronique permet ensuite d’expliquer

Une fois que vous pouvez passer avec assurance du nombre d’électrons aux couches, sous-couches, orbitales et ions, plusieurs notions abordées plus tard cessent de sembler être des faits séparés.

La position d’un élément dans le tableau périodique reflète la structure de sa configuration à l’état fondamental. Les électrons de valence permettent d’expliquer les charges ioniques courantes et les liaisons chimiques. Les électrons non appariés contribuent à expliquer le comportement magnétique, et les transitions entre niveaux d’énergie électroniques relient la structure électronique aux spectres d’émission atomique.

Ainsi, lorsqu’une question de chimie demande plus tard pourquoi un élément réagit d’une certaine manière, la configuration électronique est souvent le premier endroit où chercher. Elle vous indique quels électrons sont présents, lesquels sont les plus faciles à retirer ou à partager, et quelles configurations peuvent être adoptées ensuite.