Notation spdf : configurations électroniques et électrons de valence

Un atome de chlore possède 17 électrons. Vous savez peut-être déjà écrire sa répartition en couches sous la forme \(2,8,7\). Cela vous indique quelque chose d’important : le chlore possède sept électrons dans sa couche externe. Mais cette écriture masque un détail qui devient essentiel en chimie HSC. Ces électrons ne sont pas simplement répartis dans trois couches sans structure interne.

À l’intérieur de chaque couche se trouvent des sous-couches, notées \(s\), \(p\), \(d\) et \(f\). La configuration électronique plus précise du chlore est

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

Avant d’aller plus loin, faites une prédiction. Dans \(3p^5\), que représentent selon vous le 3, le \(p\) et le 5 ?

Ils décrivent trois choses différentes : quelle couche, quel type de sous-couche et combien d’électrons se trouvent dans cette sous-couche. Une fois que vous savez lire séparément ces trois éléments, la notation spdf devient beaucoup moins intimidante.

01Ce que montre réellement la notation spdf

Imaginez un immeuble d’habitation.

Le numéro de couche indique l’étage. La lettre de la sous-couche indique le type de pièce à cet étage. L’exposant indique combien d’électrons occupent ce type de pièce.

Ainsi, dans \(3p^5\) :

• \(3\) désigne la troisième couche électronique
• \(p\) désigne la sous-couche \(p\)
• \(5\) signifie que cinq électrons occupent cette sous-couche \(3p\)

L’analogie avec l’immeuble est utile parce qu’elle distingue les trois rôles remplis par la notation. Elle n’est toutefois pas exacte. Les électrons ne sont pas de minuscules billes placées dans de petites pièces fixes. Les orbitales décrivent des régions associées à des énergies électroniques particulières et à des distributions de probabilité.

Pour la chimie HSC, la première étape importante consiste à savoir décoder et construire correctement cette notation.

02Couches, sous-couches et orbitales

Une couche est identifiée par son nombre quantique principal, \(n\). Pour la première couche, \(n=1\). Pour la deuxième couche, \(n=2\), et ainsi de suite.

Chaque couche peut contenir une ou plusieurs sous-couches.

Les lettres \(s\), \(p\), \(d\) et \(f\) sont des étiquettes correspondant à différents types de sous-couches.

Chaque sous-couche contient un certain nombre d’orbitales, et chaque orbitale peut contenir au maximum deux électrons.

On obtient ainsi les capacités qu’il faut connaître :

\[
s^2,\qquad p^6,\qquad d^{10},\qquad f^{14}
\]

Les exposants représentent un nombre d’électrons, et non des puissances au sens mathématique habituel. \(3p^4\) ne signifie pas « 3p à la puissance 4 ». Cela signifie quatre électrons dans la sous-couche \(3p\).

03Lire une configuration électronique

Prenons le soufre :

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

Vous pouvez vérifier la configuration en additionnant les exposants :

\[
2+2+6+2+4=16
\]

Un atome de soufre neutre a un numéro atomique de 16 ; il doit donc contenir 16 électrons. Le compte est correct.

C’est l’une des vérifications d’erreur les plus rapides que vous puissiez effectuer. Pour un atome neutre :

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

Par exemple, si vous écriviez une configuration électronique pour le phosphore, dont le numéro atomique est 15, et que la somme de vos exposants donnait 16, quelque chose serait incorrect.

Si vous avez besoin de revoir comment le nombre d’électrons change lorsqu’un atome devient un ion, consultez Configuration électronique pour la chimie HSC : atomes et ions.

04Les électrons ne remplissent pas simplement une couche entière avant de commencer la suivante

Voici la partie qui pose souvent problème.

Vous pourriez penser que les électrons remplissent toutes les sous-couches disponibles de la couche 3 avant d’entrer dans la couche 4. Cela semblerait logique si le numéro de couche déterminait à lui seul l’énergie.

Ce n’est pas le cas.

Les électrons occupent les sous-couches disponibles par ordre d’énergie croissante. Pour les éléments que vous rencontrerez le plus souvent, le début de l’ordre de remplissage est

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

Remarquez la partie qui peut sembler étrange :

\[
4s \text{ se remplit avant } 3d
\]

Ainsi, le potassium, qui possède 19 électrons, se termine par \(4s^1\) :

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

Il ne se poursuit pas directement dans \(3d\).

Une manière utile de comprendre cela est de considérer que le numéro de couche donne une information sur l’état de l’électron, mais ne suffit pas à déterminer l’ordre complet des énergies. Les sous-couches \(4s\) et \(3d\) se chevauchent en énergie d’une manière qui rend incorrect un modèle simple du type « terminer l’étage 3 avant de commencer l’étage 4 ».

05Comment identifier les électrons de valence à partir de la notation spdf

Pour les éléments des groupes principaux que vous rencontrez généralement lorsque vous commencez à apprendre les configurations électroniques, les électrons de valence sont les électrons de la couche occupée la plus externe de l’atome.

La règle à suivre est simple :

1. Écrivez ou examinez la configuration électronique.
2. Repérez le plus grand numéro de couche, \(n\).
3. Comptez les électrons des sous-couches portant ce numéro de couche.

Prenons le phosphore :

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

Le plus grand numéro de couche est 3.

Les électrons de la couche 3 sont

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

le phosphore possède donc

\[
2+3=5
\]

électrons de valence.

Ne regardez pas seulement le dernier exposant. Si vous ne regardiez que le \(3\) de \(3p^3\), vous pourriez conclure à tort que le phosphore possède trois électrons de valence. Il faut également inclure les électrons \(3s^2\).

06Un raccourci utile à partir du tableau périodique

Le tableau périodique et la notation spdf sont étroitement liés.

Les grandes régions du tableau correspondent à la sous-couche en cours de remplissage :

Par exemple, le chlore se trouve dans le bloc \(p\). Sa configuration se termine par

\[
3p^5
\]

Le calcium se trouve dans le bloc \(s\). Sa configuration se termine par

\[
4s^2
\]

Ce n’est pas seulement une astuce de mémorisation. La forme du tableau périodique reflète les capacités des sous-couches. La sous-couche \(s\) contient 2 électrons, donc le bloc \(s\) fait deux colonnes de largeur. La sous-couche \(p\) contient 6 électrons, donc le bloc \(p\) fait six colonnes de largeur.

07La principale idée fausse : « les électrons de valence sont simplement les derniers électrons écrits »

Cette méthode fonctionne assez souvent pour devenir dangereuse.

Prenons le chlore :

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

Le dernier terme est \(3p^5\), mais le chlore ne possède pas cinq électrons de valence.

Sa couche la plus externe est la couche 3, qui contient à la fois

\[
3s^2 \text{ et } 3p^5
\]

Le chlore possède donc sept électrons de valence.

Le problème devient encore plus évident avec le calcium :

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

Ici, regarder uniquement le dernier terme donne par hasard le bon nombre d’électrons de valence, soit deux. Le raccourci a fonctionné, mais seulement par coïncidence. La méthode fiable consiste toujours à identifier d’abord la couche occupée la plus externe.

08Attention avec les métaux de transition

Pour les éléments des groupes principaux, définir les électrons de valence comme les électrons de la couche occupée la plus élevée fonctionne bien.

Les métaux de transition demandent davantage de prudence.

Prenons le scandium :

\[
[\ce{Ar}]\,4s^2\,3d^1
\]

La notation \([\ce{Ar}]\) signifie « la même configuration électronique interne que l’argon ». C’est une manière abrégée d’éviter de réécrire à chaque fois

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

Si vous utilisez la définition simple fondée sur la couche la plus externe, le scandium possède deux électrons ayant le numéro de couche le plus élevé, \(n=4\).

Cependant, l’électron \(3d\) peut lui aussi participer à la chimie des métaux de transition. C’est pourquoi, dans des discussions plus avancées sur les électrons de valence des métaux de transition, on peut inclure à la fois les électrons \(s\) externes et les électrons \(d\) proches en énergie.

Il ne faut donc pas appliquer sans précaution un raccourci valable pour les groupes principaux à tous les éléments du tableau périodique. Dans une question HSC, utilisez la définition et le contexte chimique évalués. Pour les configurations électroniques des éléments des groupes principaux, « couche occupée la plus élevée » est la règle la plus claire.

09Une méthode rapide pour vérifier la notation spdf

Lorsqu’on vous donne une configuration électronique, ou que vous en écrivez une, vérifiez quatre choses.

1. Le nombre d’électrons correspond-il ?

Pour un atome neutre, la somme des exposants doit être égale au numéro atomique.

2. Une sous-couche dépasse-t-elle sa capacité ?

Rappelez-vous :

\[
s^2,\quad p^6,\quad d^{10},\quad f^{14}
\]

Ainsi, \(2p^7\) est impossible.

3. L’ordre de remplissage est-il cohérent ?

Par exemple, \(4s\) commence à se remplir avant \(3d\) dans les configurations usuelles de l’état fondamental des atomes neutres.

4. Si vous cherchez les électrons de valence, avez-vous compté toute la couche externe ?

N’utilisez pas automatiquement le dernier exposant.

Ces quatre vérifications permettent de repérer une proportion étonnamment importante des erreurs.

10Questions et solutions

Question 1

Un atome de magnésium neutre a un numéro atomique de 12. Écrivez sa configuration électronique spdf complète et indiquez son nombre d’électrons de valence.

Solution 1

La configuration électronique est \(\boxed{1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2}\), et le magnésium possède \(\boxed{2}\) électrons de valence.

Un atome de magnésium neutre possède 12 électrons. En remplissant les sous-couches disponibles dans l’ordre, on obtient

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

Vérifions le nombre d’électrons :

\[
2+2+6+2=12
\]

La couche occupée la plus élevée est \(n=3\). Cette couche contient \(3s^2\), donc elle contient deux électrons.

Le magnésium possède donc deux électrons de valence.

Question 2

Un atome neutre possède la configuration électronique

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

Identifiez l’élément et déterminez son nombre d’électrons de valence.

Solution 2

L’élément est le \(\boxed{\text{phosphore}}\), et il possède \(\boxed{5}\) électrons de valence.

Commencez par additionner les électrons :

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

Un atome neutre possédant 15 électrons a un numéro atomique de 15, ce qui correspond au phosphore.

La couche occupée la plus élevée est \(n=3\). Elle contient

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

le nombre d’électrons de valence est donc

\[
2+3=5
\]

Une erreur tentante consiste à utiliser uniquement le dernier exposant et à répondre trois. Les électrons \(3s\) se trouvent dans la même couche externe et doivent également être comptés.

Question 3

Un élève propose la configuration électronique suivante à l’état fondamental pour un atome neutre :

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^7
\]

Il affirme que les exposants donnent un total de 19 et que la configuration doit donc représenter le potassium. Expliquez si la configuration est valide et, si nécessaire, écrivez la configuration correcte.

Solution 3

La configuration est \(\boxed{\text{invalide}}\). La configuration correcte du potassium à l’état fondamental est

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

Le décompte des électrons effectué par l’élève est correct :

\[
2+2+6+2+7=19
\]

mais compter les électrons n’est pas la seule vérification à effectuer.

Une sous-couche \(p\) contient trois orbitales, avec au maximum deux électrons dans chaque orbitale. Elle ne peut donc pas contenir plus de

\[
3\times2=6
\]

électrons.

Le terme \(3p^7\) est impossible.

Une fois que \(3p\) a atteint sa capacité de six électrons, l’électron suivant occupe \(4s\). Le potassium est donc

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

Le piège consiste à supposer qu’un nombre total d’électrons correct garantit une configuration électronique correcte.

Question 4

Deux élèves discutent de la configuration

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^{10}\,4p^3
\]

L’élève A affirme que l’atome possède trois électrons de valence parce que le dernier terme est \(4p^3\).

L’élève B affirme qu’il en possède cinq.

Déterminez quel nombre d’électrons est correct, identifiez l’élément et expliquez le raisonnement.

Solution 4

L’atome est l’\(\boxed{\text{arsenic}}\), et pour cet atome d’un groupe principal, le nombre correct d’électrons de valence est \(\boxed{5}\).

Commençons par compter tous les électrons :

\[
2+2+6+2+6+2+10+3=33
\]

Un atome neutre possédant 33 électrons a un numéro atomique de 33 ; il s’agit donc de l’arsenic.

La couche occupée la plus élevée est \(n=4\). Les sous-couches appartenant à cette couche sont

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

Le nombre d’électrons de valence est donc

\[
2+3=5
\]

L’erreur de l’élève A consiste à traiter « la dernière sous-couche écrite » comme si elle représentait « toute la couche de valence ». Les électrons \(4s^2\) appartiennent eux aussi à la couche 4.

Les électrons \(3d^{10}\) ne sont pas comptés comme électrons de la couche externe parce que leur numéro de couche est \(n=3\), même s’ils apparaissent après \(4s^2\) dans la séquence de remplissage écrite.

Question 5

Un élève énonce la règle suivante :

« Pour déterminer les électrons de valence d’un atome, repérez le plus grand nombre de sa configuration spdf et additionnez tous les exposants associés à ce nombre. »

Il teste la règle sur le sélénium :

\[
[\ce{Ar}]\,4s^2\,3d^{10}\,4p^4
\]

et obtient six électrons de valence.

Il affirme ensuite que la même règle donne une description complète des électrons de valence chimiquement disponibles pour tous les éléments, y compris les métaux de transition.

Évaluez cette règle.

Solution 5

La règle est \(\boxed{\text{fiable pour identifier les électrons de la couche externe des atomes des groupes principaux, mais elle ne constitue pas une règle générale complète pour les électrons de valence des métaux de transition}}\).

Pour le sélénium, la règle fonctionne parfaitement. Le plus grand numéro de couche est \(n=4\), et les sous-couches occupées ayant \(n=4\) sont

\[
4s^2\,4p^4
\]

le sélénium possède donc

\[
2+4=6
\]

électrons de valence dans sa couche externe.

L’hypothèse implicite est que seuls les électrons de la couche ayant la plus grande valeur de \(n\) peuvent participer de manière significative au comportement chimique.

C’est un modèle utile pour les éléments des groupes principaux, mais les métaux de transition le compliquent. Leurs électrons \((n-1)d\) peuvent être suffisamment proches en énergie des électrons \(ns\) externes pour que les deux puissent participer aux liaisons et à la formation d’ions.

Par exemple, le scandium possède la configuration

\[
[\ce{Ar}]\,4s^2\,3d^1
\]

La règle de la couche la plus élevée identifie les deux électrons \(4s\) comme ses électrons de la couche externe. Cependant, l’électron \(3d\) joue lui aussi un rôle dans la chimie du scandium.

La règle doit donc être formulée avec davantage de précision :

Pour les atomes des groupes principaux, repérez la couche occupée la plus élevée et comptez ses électrons afin de déterminer le nombre habituel d’électrons de valence. Pour les métaux de transition, la signification des « électrons de valence » dépend du contexte chimique et peut également inclure des électrons \(d\).

Cette distinction devient utile lorsque vous passez des configurations électroniques aux tendances périodiques, à la formation des ions et aux liaisons chimiques. La notation spdf n’est pas simplement une manière plus longue d’écrire \(2,8,7\). Elle montre comment les électrons sont répartis à l’intérieur de chaque couche, ce qui fournit le niveau de détail nécessaire pour expliquer pourquoi différentes régions du tableau périodique se comportent différemment.