7.14: La règle de Klechkowski et la règle de Hund

Pour déterminer la configuration électronique de n'importe quel atome en particulier, nous pouvons construire les structures dans l'ordre des numéros atomiques. En commençant par l'hydrogène, et en continuant à travers les périodes du tableau périodique, nous ajoutons un proton à la fois au noyau et un électron à la sous-couche appropriée jusqu'à ce que nous ayons décrit les configurations électroniques de tous les éléments. Cette méthode est appelée le principe de l'aufbau, tiré du mot allemand aufbau (“ construire ”). Chaque électron ajouté occupe la sous-couche disponible de la plus faible énergie, sous réserve des restrictions imposées par les nombres quantiques autorisés selon le principe d'exclusion de Pauli. Les électrons sont placés dans des sous-couches de plus haute énergie uniquement après que les sous-couches de plus faible énergie ont été remplies à leur capacité maximale. La figure 1 illustre la façon traditionnelle de se rappeler l'ordre de remplissage des orbitales atomiques.  

Figure 1 Ce diagramme illustre l'ordre d'énergie des orbitales atomiques et il est utile pour déduire les configurations électroniques à l'état fondamental.

Essayez d'écrire la configuration électronique pour le carbone, un élément avec comme numéro atomique six. Quatre électrons remplissent les orbitales 1s et 2s. Les deux électrons restants occupent la sous-couche 2p. Nous avons maintenant le choix soit de remplir l'une des orbitales 2p et d'apparier les électrons, soit de laisser les électrons non appariés dans deux orbitales p différentes, mais dégénérées. Les orbitales sont remplies comme le décrit la règle de Hund : la configuration de plus faible énergie pour un atome avec des électrons dans un ensemble d'orbitales dégénérées est celle ayant le nombre maximum d'électrons célibataires. Ainsi, les deux électrons dans les orbitales 2p du carbone ont des nombres quantiques n, l et ms identiques et diffèrent d'après leur nombre quantique m_l (en accord avec le principe d'exclusion Pauli). Le diagramme d'orbitales pour le carbone, avec la configuration électronique 1s²2s²1p² est :  

L’azote (numéro atomique 7) remplit les sous-couches 1s et 2s et a un électron dans chacune des trois orbitales 2p, conformément à la règle de Hund. Ces trois électrons ont des spins non appariés. L'oxygène (numéro atomique 8) a un doublet d'électrons dans n'importe laquelle des orbitales 2p (les électrons ont des spins opposés) et un électron célibataire dans chacune des deux autres. Le fluor (numéro atomique 9) n'a qu'une orbitale 2p contenant un électron non apparié. Tous les électrons du gaz noble néon (numéro atomique 10) sont appariés, et toutes les orbitales des couches n = 1 et n = 2 sont remplies.  

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 6.4 : Structure électronique des atomes.

Rappelons que les orbitales atomiques ont des énergies différentes et peuvent accueillir deux électrons chacun. Le principe d'aufbau dicte la distribution des électrons entre les sous-shells de l'atome, et la règle de la multiplicité maximale de Hund explique le remplissage des orbitales dans les sous-shells. Le principe d'aufbau stipule qu'à l'état fondamental, les électrons remplissent les orbitales atomiques de la plus basse à la plus haute énergie pour atteindre la configuration de la plus basse énergie.

Bien que l'énergie augmente généralement avec le nombre de shells, la plus grande pénétration des orbitales s conduit souvent aux orbitales quatre-s et cinq-s ayant des énergies plus faibles que les orbitales trois-d et quatre-d, respectivement. L'ordre peut être mémorisé en utilisant des diagrammes comme celui-ci, où le chemin de la flèche révèle la séquence dans laquelle les électrons sont affectés aux orbitales. Envisagez d'écrire la configuration électronique pour le carbone un élément de numéro atomique six.

Certes, l'orbitale un-s, qui à l'énergie la plus faible, devrait être remplie avant l'orbitale deux-s. Chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons. Le cinquième électron entre dans un sous-shell à deux p.

Mais laquelle des trois orbitales à deux p remplit-elle? Bien! Les orbitales dans n'importe quel sous-shell sont présumées dégénérées, ce qui signifie qu'elles ont la même énergie.

Ainsi, le cinquième électron peut entrer dans l'une des trois orbitales dégénérées à deux p. Que dire de la sixième électron? Entre-t-il l'orbitale à deux p avec un électron ou l'une des orbitales à deux p vacantes?

Selon la règle de la multiplicité maximale de Hund, les électrons occupent individuellement toutes les orbitales d'un niveau d'énergie donné avant de commencer l'appariement, et les électrons non appariés ne peuvent pas avoir de spins opposés:leurs spins doivent être parallèles. Par conséquent, pour le carbone, les 2 électrons à deux p doivent occuper deux orbitales différentes et avoir des spins parallèles. De cette façon, les électrons peuvent se propager sur une plus grande surface.

Cela diminue leur blindage les uns des autres, minimisant ainsi l'énergie de l'atome. Pour l'azote, chacune des trois orbitales à deux p est occupée individuellement. Pour l'oxygène, une fois que les orbitales dégénérées à deux p sont remplies individuellement, le dernier électron doit s'apparier avec un autre électron à deux p.

L'atome a deux électrons non appariés. La configuration électronique du néon révèle que la shell la plus externe est remplie à sa capacité maximale de huit électrons. Le néon a deux électrons, appelés électrons de noyau dans la shell intérieure, et huit électrons, appelés électrons de valence, dans la shell la plus externe.