Contenu

• Avancer d'un pas
• Partie 1 sur 2: La configuration électronique normale d'un élément
• Partie 2 sur 2: La configuration électronique des gaz rares
• Mises en garde

Ecrire une configuration électronique pour un élément est un bon moyen de regarder la distribution des électrons dans un atome. Selon l'élément, la formule peut être très longue. Par conséquent, les scientifiques ont développé une notation abrégée qui utilise un gaz rare pour représenter des électrons qui ne sont pas des électrons de valence. Cela simplifie la configuration électronique et facilite la compréhension des propriétés chimiques de l'élément.

Avancer d'un pas

Partie 1 sur 2: La configuration électronique normale d'un élément

1. Déterminez le nombre d'électrons présents dans l'élément. Le numéro atomique d'un élément vous indique le nombre de protons dont il dispose. Étant donné que les éléments à l'état neutre ont le même nombre de protons et d'électrons, vous pouvez également utiliser le numéro atomique comme le nombre d'électrons de l'élément. Le numéro atomique, que vous pouvez trouver dans le tableau périodique, est le nombre directement au-dessus du symbole de l'élément.
   • Par exemple, le symbole du sodium est Na. Le numéro atomique de Na est 11.
2. Connaissance des couches d'électrons et des niveaux d'énergie. La première couche d'électrons n'a que le niveau d'énergie s, la deuxième couche d'électrons a à la fois un niveau d'énergie s et un niveau p. La troisième couche d'électrons a un niveau d'énergie s, p et d. La quatrième couche d'électrons a un niveau d'énergie s, p, d et f. Il y a plus de quatre couches d'électrons, mais en chimie au lycée, vous ne rencontrerez généralement que les quatre premières.
   • Chaque niveau d'énergie peut contenir jusqu'à 2 électrons.
   • Chaque niveau d'énergie p peut contenir jusqu'à 6 électrons.
   • Chaque niveau d'énergie d peut contenir jusqu'à 10 électrons.
   • Chaque niveau d'énergie f peut contenir jusqu'à 14 électrons.
3. Apprenez les règles du remplissage électronique. Selon le principe Aufbau, vous devez ajouter des électrons aux niveaux d'énergie les plus bas avant qu'un électron puisse être ajouté à un niveau d'énergie plus élevé. Chaque niveau d'énergie peut avoir plusieurs suborbitales, mais chaque suborbitale peut contenir jusqu'à deux électrons à la fois. Le niveau d'énergie s a une suborbitale, p a 3 suborbitales, d a 5 suborbitales et f a 7 suborbitales.
   • Le niveau d'énergie d a une énergie légèrement plus élevée que le niveau d'énergie inférieur de la coquille électronique, de sorte que le niveau d'énergie supérieur s est plus susceptible de se remplir que le niveau d'énergie d inférieur. Pour écrire une configuration électronique, cela signifie qu'elle ressemblera à ceci: 1s2s2p3s3p4s3d.
4. Utilisez le graphique de configuration diagonale pour écrire les configurations électroniques. Le moyen le plus simple de se souvenir du remplissage des électrons est d'utiliser le schéma de configuration. En cela, vous notez chaque coquille et les niveaux d'énergie. Tracez des lignes diagonales du haut à droite vers le bas à gauche de chaque ligne. Le schéma de configuration est le suivant:
   • 1s
     2s 2p
     3s 3p 3d
     4s 4p 4d 4f
     5s 5p 5d 5f
     6s 6p 6d
     7s 7p
   • Par exemple: La configuration électronique du sodium (11 électrons) est: 1s2s2p3s.
5. Déterminez la dernière orbitale de chaque configuration. En regardant le tableau périodique, vous pouvez déterminer ce que seront la dernière sous-couche et le dernier niveau d'énergie de la configuration électronique. Déterminez d'abord dans quel bloc l'élément tombe (s, p, d ou f). Ensuite, comptez dans quelle ligne se trouve l'élément. Enfin, comptez dans quelle colonne se trouve l'élément.
   • Par exemple, le sodium est dans le bloc s, donc la dernière orbitale de sa configuration électronique est s. C'est dans la troisième ligne et la première colonne, donc la dernière orbitale est 3s. C'est un bon moyen de vérifier votre réponse finale.
   • La règle est un peu différente pour l'orbitale d. La première rangée d'éléments du bloc d commence dans la quatrième rangée, mais vous devez soustraire 1 du numéro de ligne car les niveaux s ont une énergie inférieure aux niveaux d. Par exemple: le vanadium se termine en 3d.
   • Une autre façon de vérifier votre travail consiste à additionner tous les exposants. Ils doivent être égaux au nombre d'électrons dans l'élément. Si vous avez trop ou trop peu d'électrons, vous devriez repenser votre travail et réessayer.

Partie 2 sur 2: La configuration électronique des gaz rares

1. Déterminez la configuration des électrons des gaz rares. La configuration électronique des gaz rares est une sorte de manière abrégée d'écrire la configuration électronique complète d'un élément. Le raccourci gaz rare est utilisé pour résumer la configuration électronique d'un élément tout en fournissant les informations les plus pertinentes sur les électrons de valence de cet élément.
   • Le gaz rare est remplacé pour représenter tous les électrons qui ne sont pas des électrons de valence.
   • Les gaz rares sont l'hélium, le néon, l'argon, le krypton, le xénon et le radon et figurent dans la dernière colonne du tableau périodique.
2. Identifiez le gaz rare dans la période de votre élément. La période d'un élément est la ligne horizontale dans laquelle se trouve l'élément. Si l'élément est dans la quatrième ligne du tableau périodique, il est dans la période quatre. Le gaz rare que vous utiliserez est dans la troisième période. Voici une liste des gaz rares et de leurs périodes:
   • 1: Hélium
   • 2: néon
   • 3: Argon
   • 4: Krypton
   • 5: Xénon
   • 6: Radon
   • Par exemple, le sodium est en période 3. Nous utiliserons le néon pour la configuration de gaz rare car il est en période 2.
3. Remplacez le gaz rare par le même nombre d'électrons que le gaz rare. Il existe plusieurs façons de procéder à cette étape suivante. Vous pouvez écrire la configuration électronique du gaz rare, puis remplacer cette même configuration dans l'élément qui vous intéresse. Une alternative consiste à supprimer le même nombre d'électrons que le gaz rare a de l'élément pour lequel vous écrivez la configuration.
   • Par exemple, le sodium a 11 électrons et le néon a 10 électrons.
   • La configuration électronique complète pour le sodium est: 1s22p3s et le néon est 1s22p. Comme vous pouvez le voir, le sodium a un 3s que le néon n'a pas - c'est pourquoi la configuration des gaz rares pour le sodium devient [Ne] 3s.
   • Alternativement, vous pouvez compter les exposants des niveaux d'énergie jusqu'à ce que vous en ayez dix. Supprimez ces niveaux d'énergie et encore moins ce qui reste. Si vous utilisez le néon pour écrire la configuration électronique du sodium, il vous reste un électron: [Ne] 3s.

Mises en garde

• Seulement dans un atome neutre, le numéro atomique est égal au nombre d'électrons. Un ion contient un nombre d'électrons différent. Si l'ion a une charge de -1, il a un électron supplémentaire. Une charge -2 a deux électrons supplémentaires, etc.