Configuration électronique des atomes multi-électrons

Le métal alcalin sodium (numéro atomique 11) a un électron de plus que l’atome de néon. Cet électron doit aller dans la sous-couche disponible de plus basse énergie, l’orbitale 3s, donnant la configuration 1s²2s²2p⁶3s¹. Les électrons qui occupent l’orbitale ou les orbitales de la couche la plus externe (valeur de n la plus élevée) sont appelés des électrons de valence, et ceux qui occupent les orbitales des couches internes sont des appelés électrons de cœur. Puisque les couches des électrons de cœur correspondent aux configurations électroniques d’un gaz noble, nous pouvons abréger les configurations électroniques en écrivant le gaz noble qui correspond à la configuration des électrons de cœur, avec les électrons de valence dans un format condensé. Pour le sodium, le symbole [Ne] représente les électrons de cœur (1s²2s²2p⁶), et la configuration abrégée ou condensée est [Ne]3s¹.

De même, la configuration abrégée du lithium peut être représentée sous la forme de [He]2s¹, où [He] représente la configuration de l’atome d’hélium, qui est identique à celle de la couche pleine interne du lithium. Écrire des configurations de cette façon souligne la similitude des configurations du lithium et du sodium. Les deux atomes, qui sont dans la famille des métaux alcalins, n’ont qu’un électron sur la sous-couche s de valence en dehors d’un ensemble plein de couches internes.

Li: [He]2s¹

Na : [ne]3s¹

Le métal alcalino-terreux magnésium (numéro atomique 12), avec ses 12 électrons dans une configuration [Ne]3s², est comparable au béryllium dans sa famille, [He]2s². Les deux atomes ont une sous-couche s pleine en dehors de leurs couches internes pleines. L’aluminium (numéro atomique 13), avec 13 électrons et la configuration électronique [Ne]3s²3p¹, est comparable au bore dans sa famille, [He]2s²2p¹.

Les configurations électroniques du silicium (14 électrons), du phosphore (15 électrons), du soufre (16 électrons), du chlore (17 électrons) et de l’argon (18 électrons) sont comparables, dans les configurations électroniques de leurs couches externes, aux membres de leur famille correspondants qui sont respectivement le carbone, l’azote, l’oxygène, le fluor et le néon, sauf que le nombre quantique principal de la couche externe des éléments plus lourds a augmenté de un passant à n = 3.

Lorsque nous en venons à l’élément suivant dans le tableau périodique, le métal alcalin potassium (numéro atomique 19), nous pourrions nous attendre à ce que nous commencions à ajouter des électrons à la sous-couche 3d. Cependant, toutes les preuves chimiques et physiques disponibles indiquent que le potassium est comme le lithium et le sodium, et que le prochain électron n’est pas ajouté au niveau 3d mais est, à la place, ajouté au niveau 4s. Comme nous l’avons vu précédemment, l’orbitale 3d sans aucun nœud radial est plus haute en énergie car elle est moins pénétrante et plus protégée du noyau que la 4s, qui a trois nœuds radiaux. Ainsi, le potassium a un configuration électronique de [Ar]4s¹. Par conséquent, le potassium correspond à Li et Na pour la configuration de sa couche de valence. L’électron suivant est ajouté pour compléter la sous-couche 4s et le calcium a une configuration électronique de [Ar]4s². Cela donne au calcium une configuration électronique externe correspondant à celle du béryllium et du magnésium.

Dans le cas du Cr et du Cu, nous constatons que les sous-couches à moitié remplies et entièrement remplies représentent apparemment des conditions de stabilité préférée. Cette stabilité est telle que les électrons passent de l’orbitale 4s vers l’orbitale 3d pour obtenir la stabilité supplémentaire d’une sous-couche 3d à moitié pleine (dans Cr) ou d’une sous-couche 3d pleine (dans Cu). D’autres exceptions se produisent également. Par exemple, on prévoit que le niobium (Nb, numéro atomique 41) aura la configuration électronique [Kr]5s²4d³. Expérimentalement, nous observons que sa configuration électronique à l’état fondamental est en fait [Kr]5s¹4d ⁴. Nous pouvons rationaliser cette observation en disant que les répulsions électron-électron rencontrées en appariant les électrons dans l’orbitale 5s sont plus grandes que l’écart d’énergie entre les orbitales 5s et 4d. Il n’existe pas de méthode simple pour prédire les exceptions pour les atomes où l’intensité des répulsions entre les électrons est supérieure aux petites différences d’énergie entre les sous-couches.

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