La configuration électronique d`un atome à l`état fondamental

Les Atomes
I.
L’atome et les particules élémentaires
A. Introduction
Les atomes sont les composantes des molécules. Les propriétés et la structure des atomes vont
conditionner la réactivité des biomolécules.
B. Constitution de l’atome  Modèle de Rutherford
La structure d’un atome est impossible à observer directement. Plusieurs théories ont permis de
construire le modèle actuel de l’atome.
Modèle de Rutherford = un atome est composé d’électrons qui gravitent autour d’un noyau composé
à son tour de nucléons (protons + neutrons).
Particules
Neutrons
Protons
Electrons
Localisation
Noyau
Noyau
Périphérie (autour du noyau)
Charge
0
+e
-e
A = nombre de masse = nombre de nucléons
Z = numéro atomique = nombre de protons
X = symbole de l’élément
Un atome à l’état fondamental est électriquement neutre quand il possède Z protons et Z electrons.
Ex : Na
Z = 11 protons
A = 23 nucléons
 entité neutre donc possède 11 électrons.
La masse atomique d’un élément chimique est égale à A (nombre de masse) exprimée en u.m.a
(unité arbitraire de masse).
La masse d’une mole (ou masse molaire) d’un élément chimique est égale à A exprimée en g.mol-1.
1 mole d’atome contient 6,02 * 1023 atomes
Nombre d’Avogadro : NA = 6,02 * 1023 mol-1
1 u.m.a = 1/ NA
Ex : Sodium 2311 Na  un atome de Na pèse 23 u.m.a et 1 mole de Na pèse 23 g.mol-1
La masse molaire d’un molécule est égale à la somme des masses molaires des éléments chimiques
de cette molécule. Ex : H2O M(H2O) = 2 M(H) + M(O)
Un élément X peut posséder plusieurs isotopes qui possèdent le même nombre de protons (Z
identiques) mais un nombre de neutrons différents et donc une masse différente (A différents).
La proportion en % d’un isotope naturel est appelée abondance isotopique. La masse molaire
atomique de l’élément naturel est la somme des masses molaires atomique de chaque isotope
pondéré par leur abondance isotopique.
Ex : Brome naturel : 2 isotopes : 50,5 % de Br 79 et 49,5 % de Br 81
Masse de Br naturel = (50,5% x m
79
Br ) + (49,5% x m 8135 Br)
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La plupart du temps, les atomes n’existent pas à l’état atomique : ils ont tendance à évoluer vers des
ions plus stables. Il y a perte ou gains d’électrons, jamais de protons.
On parle de cation (+) pour une perte d’électrons = déficit électronique : Na + , Ca ++
On parle d’anion (-) pour un gain d’électrons
II.
Structure électronique de l’atome
A. Evolution des théories – Modèle de l’atome d’hydrogène
 Rutherford : modèle planétaire (et lacunaire)
Les électrons gravitent autour du noyau. C’est le calque du système solaire. Une force électrique
attractive s’exerce entre l’électron (-) et le proton (+). Selon ce modèle, il y a destruction de l’atome,
les électrons étant attirés par les protons du noyau. Le modèle est insuffisant.
 Bohr : modèle quantique
L’électron décrit des orbites circulaires de rayons définis atour du noyau. Chaque orbite a une E
(énergie) bien établie : En
(n étant le nombre quantique principal)
Seulement c’est limité à la description de l’atome d’H.
De Broglie établit que l’électron a des propriété ondulatoires (microscopie électronique). A un
électron est associé une fonction d’onde ψ (psi). MO
Pincipe d’incertitude d’Heisenberg : il est impossible de décrire exactement la trajectoire d’un
électron de part sa masse bien trop faible  il existe cependant une possibilité de présence de
l’électron à un point de l’espace.
 Schrödinger : modèle quantique
C’est une des théorie les plus intéressantes. La probabilité de trouver l’électron dans l’espace tout
entier doit être égal à 1.
La résolution de l’équation de Schrödinger (E d’un système liée au mouvement ondulatoire de
l’électron) permet d’obtenir :
- Les valeurs d’E accessible à l’électron (valeur quantifiée)
- Une fonction ce coordonnées (x, y, z) de l’électron et du temps t = une fonction d’onde de
l’électron Ψ qui régit le comportement de l’électron dans l’espace = orbitale atomique OA.
Une orbitale atomique est une région de l’espace où la probabilité de localiser un électron est
grande, mais ne permet pas de localiser la position exacte de l’électron.
B. Les solutions de l’équation de Schrödinger : nombres quantiques et OA
 Les nombres quantiques
n
l
ml
ms
Nombre quantique principal
Défini la couche électronique de l’électron
Nombre quantique secondaire ou azimutal
Défini la sous-couche de l’électron
Caractérise l’orbitale atomique
Nombre quantique magnétique
Carcatérise l’orientation de l’OA dans l’espace
Ml indique le nombre d’OA dans une sous-couche
Nombre quantique magnétique de spin ou nombre
quantique de spin
L’électron possède un mouvement de révolution sur
lui-même appelé « spin »
Le sens de la rotation est caractérisé par ms
n > 0 nombre entier positif
0 ≤ l ≤ n-1
Chaque type d’OA a une
géométrie particulière
-l ≤ ml ≤ +l
2l + 1 valeurs
Ms = +1/2 ou -1/2
= 2 électrons max par OA de ms
opposés (Principe de Pauli)
Lorsque l = 0  sous couche électronique s  1 OA possible (ml = 0)  2 électrons max
Lorsque l = 1  sous-couche électronique p  3 OA dégénérées (ml = -1, 0, 1)  6 électrons max
Lorsque l = 2  sous-couche électronique d  5 OA dégénérées (ml = -2, -1, 0, 1 ,2 )  10 é max
Lorsque l = 3  sous-couche électronique f  7 OA dégénérées (ml = -3, -2, -1, 0 , 1, 2, 3)  14 é
OA dégénérées = OA de même énergie
 Géométrie des orbitales atomique
La géométrie des OA dépend du nombre l. Plus l augmente plus la géométrie des OA est
compliquée !
1 OA s
L = 0 er ml = 0 pour une valeur de n donnée
3 OA p
L = 1 et ml =-1, 0, 1 (n ≥ 2)
5 OA d
L = 2 er ml = -2, -1, 0, 1 ,2 (n ≥ 3)
Les orientation des OA conditionnent les réactivités des atomes.
C. Configuration électronique des atomes
Les règles de remplissage :
Chaque électron d’un atome est caractérisé par 4 nombres quantiques vus précédemment.
La configuration électronique d’un atome à l’état fondamental permet de décrire l’ensemble des
propriétés de l’élément. Il existe des règles de remplissage des électrons pour un atome à l’état
fondamental.
A l’état fondamental, un atome se trouve dans son état énergétique le plus stable, il s’agit de l’état
de plus faible énergie.
 Principe d’exclusion de Pauli
Le principe d’exclusion de Pauli énonce que 2 électrons d’un même atome ne peuvent pas posséder
les 4 mêmes valeurs de nombres quantiques = il ne peut y avoir 2 électrons à la même place, au
moins un des 4 nombres quantiques change.
Une OA donnée ne peut décrire que 2 électrons possédant des nombres quantiques de spin ms
opposés antiparallèles (+1/2 , -1/2).
 Règle de Klechkowski : principe de stabilité
Les OA sont remplies en fonction de leur énergie croissante en commençant par l’OA de plus basse
énergie (OA 1s) = règle de Klechkowski
Les différentes OA d’une même sous-couche sont dites dégénérées car possédant la même énergie
(ex les 3 OA d’une sous-couche p…).
L’énergie d’une sous-couche augmente quand la somme (n+l) augmente.
Si (n+l) est identique pour les 2 sous-couche, la sous-couche de plus basse énergie est celle pour
laquelle n est le plus petit.
(Ordre de remplissage)
Cependant, une configuration électronique s’écrit en remettant les sous-couches électronique par
ordre de n croissant : 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p …
 Règle de Hund
Lorsque les OA sont de même énergie (dégénérées), les électrons vont occuper préférentiellement
des OA distinctes avec des spin parallèles = dans les OA dégénérées, la répartition des électrons
conduit à un nombre de spin parallèles maximal = état minimal d’énergie pour l’atome.
On peut représenter les couches électroniques et les orbitales par des cases (quantiques) ou des
traits dans lesquelles on schématise les électrons par des flèches verticales (sens = spin)
Lorsque les électrons vont par paires on dit qu’ils sont appariés. Lorsqu’ils sont seul dans l’OA, ce
sont des électrons célibataires.
 Electrons de cœur et électrons périphériques
Electrons périphériques (externes) = électrons ajoutés dans les différentes sous-couches de la
période en remplissage = électrons de la sous-couche n maximale. Il s’agit d’électrons qui
interviendront en premier dans la réactivité car ils sont moins retenus par les forces attractives du
noyau que les électrons de cœur. Ils partent en premier lors d’interactions chimiques.
Electrons de cœur = électrons internes ajoutés dans les sous-couches des périodes précédentes.
Il est possible de simplifier l’écriture de la configuration électronique en écrivant le gaz noble
précédent et seulement les électrons périphériques (ou de valence) à la suite.
Cette écriture permet de ne visualiser que la couche en cours de remplissage = électrons
périphériques.
Il existe des exceptions pour l’ordre de remplissage des couches électroniques :
- Le Chrome 24Cr (Z = 24) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
- Les Cuivre 29 Cu (Z = 29) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
D. Structure électronique d’un ion monoatomique
Il faut établir en premier lieu la configuration électronique de l’élément chimique correspondant à
l’état fondamental.
Si l’ion considéré est positif alors les électrons qui partent sont les électrons les plus externes (n le
plus grand) = on arrache 4s avant 3d (les électrons 4s sont plus externes que les électrons 3d).
Si l’ion considéré est négatif alors les électrons supplémentaires viennent compléter les OA les plus
externes  si toutes les OA sont complètes, l’ion est très stable.
III.
La classification périodique
A. Classification de Mendeleïev
La première classification a été établie par Mendeleïev.
La classification actuelle est établie par Z croissant (de gauche à droite et de bas en haut) et les
éléments suivent ainsi le remplissage des OA = l’organisation de le classification est donc dépendante
de la structure électronique des atomes.
La classification périodique est constituée de :
- 7 lignes appelées périodes. Les éléments chimiques d’une même période ont la même valeur
du nombre quantique principal maximal n.
- 18 colonnes appelées familles = configuration électronique externe en générale identique =
propriétés physico-chimiques et physiques voisines  réactivité chimique comparable.
Exception : H a des propriété différentes de celles des autres éléments de sa colonne.
Il est possible de déterminer la configuration électronique d’un élément grâce à sa place dans le
tableau. Il est possible de déterminer la colonne à partir de la configuration électronique.
 Les Blocs
Bloc s = Colonne 1 (ns1) et
2 (ns2) = on remplit les OA
s
Bloc p = Colonnes 13 à 18 (sauf
He) = on remplit les OA p
(ns2npx avec 1 ≤ x ≤ 6)
Le numéro de colonne
correspond au nombre
d’électrons dans les OA
externes
Le numéro de la colonne
correspond à 12 + x le nombre
d’électrons dans les OA
externes p
Bloc d = Colonnes 3 à 12 = on
remplit les OA d (4e période =
[Ar]3dy4sw avec 1 ≤ y ≤ 10 et w = 2
sauf pour Cr et Cu où w = 1
Le numéro de la colonne
correspond au nombre d’électrons
dans les OA externes d et s
B. Les familles (colonnes)
Colonne
Famille
Configuration Remarques
électronique
externe
ns1
Ils perdent facilement un électron pour donner
un cation monovalent. NA + : milieu
extracellulaire, K+ : milieu intracellulaire  ions
stables car on aboutit à la configuration
complète de la colonne 18
2
ns
Ils perdent facilement 2 électrons pour donner
un cation bivalent (Mg2+, Ca2+ …)
Remplissage des couches d
Colonne 1
Alcalins (sauf H)
Colonne 2
Alcalino-terreux
Colonne 3
à 12
Colonne 13
Colonne 14
Colonne 15
Eléments (métaux)
de transition
Famille du bore
Famille du carbone
Famille de l’azote
Colonne 16
ns2np4
Colonne 17
Famille de
l’oxygène
Halogènes
Colonne 18
Gaz nobles (rares)
ns2np6 (+He
en 1s2)
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np5
Similitude au niveau des électrons périphériques
= comportements physico-chimique similaire 
réactivité chimique comparable
O en 2e période et S en 3e période
Ils gagnent facilement un électron pour devenir
F-, Cl-, Br- …
Couche externe complète = très stable = ne
réagissent pas
L’ionisation des autres éléments tend à obtenir
cette configuration.
C. Caractéristiques atomiques et périodicité
L’énergie de première ionisation (EI1) est l’énergie minimale à fournir à 1 atome (A) à l’état gazeux
(g) pour lui arracher un électron. EI1 est toujours positive.
Dans une colonne : Z ↗ de haut en bas  le rayon atomique ↗  l’attraction électron-noyau ↘ 
EI ↘
Dans une période : Z ↗de gauche à droite  l’attraction électron-noyau ↗  le rayon atomique ↘
 EI ↗
Energie d’ionnisation (gauche)
Rayon atomique (droite)
L’affinité électronique (AE) est l’énergie libérée pour la capture d’un électron pour un élément (A) à
l’état gazeux (g) (création d’un anio A-). Elle est toujours négative.