qu'il

III. Structure atomique

legon 9. Energies et répætition des élecfrons dans I'atome

aaaaQQaaaQ -x-x-x- î î îî ^{e î I î î} I

I. Périodicité des propriétés _atomiques 1.1. Énersie d'ibnisation (IE)

L'énergie

d'ionisation est l'énergie minimale

qu'il

faut

fournir

à un atome

(ou

à un

ion)

pour arracher complètement un électron de cet atome (ou ion), pris à

I'étatgazerx.

Le premier potentiel d'ionisation d'ur

atome, IE1, est l'énergie minimale nécessaire pour enlever un électron à un atome neutre,

X,

à

l'état

^gaze\x, et produire ainsi un ion

f.

Xtel -> ^)Cf*l + e

^IEr

Le

deuxième

potentiel dtionisation,

IE2, conceme

l'ion X-

: c'est l'énergie minimale nécessaire pour enlever un électron à un ion

X',

et produire ainsi un ion X2*.

t'tgl+ X2*G)* e ^IEz

Chaque fois que

I'on

arrache un électron, la charge positive de

I'ion

augmente d'une unité, les protons restant attachés au noyau, ce qui entraîne une augmentation de

la

force

d'attraction qu'il

exerce sur les électrons restants.

Le

tableau suivant donne

les

énergies

d'ionisation

successive, en Mégaloule par

Mole (Mj/mol)

de certains éléments.

Les valeurs des potentiels

d'ionisation

successifs suggèrent que les atomes ont une

struchre

électronique en

(

_couche >>.

I

2 ³ 4 5 6 7 8 9 10

ll

^{t2 13 t4} t5

oC

cao\ o\_rô cîôl

ôl

r\

\o"

ç

o\N

ôl

\o æ(1 oot- cî

rnoo

c!l-

ç

rrNa

o

ôl_\ô

o

o\\o

tal

s

o\

o\\o

o

rat

rô o\

\o\ô

ca

cî

\o

\o\o ôl

o

ôl

È-o\

n^rô ôl

s

o\

æôl

caf-

c?)

s

\o00

o\rô

rsP

æ o\

o\

æ o\

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s

o

oo

ôl\o rô

t-

ôl N

!t

o s

rô ôl

\ooo

o\ÔI

\f,\o æ

\ncî

\â\o

q o ç

o

æ

ôI\o

ç

æ

o

o^

s

rr|

(v)

s

_o"

o\rô ca oo

f-c{

oo

o

N\o o\ôl

III. Structure atomique

Exemple

: le

carbone,

on

remarque

le

changement

d'ordre

de grandeur

qui

se

produit à partir de la

cinquième

ionisation:

les quatre premiers électrons apparaissent à

la

couche

2,

péiphérique,

le cinquième et le sixième sont des électrons de c@ur. Ils

appartiennent à

la

couche

I

interne très liée au noyau et sont donc beaucoup plus

difficiles

à aracher.

D'après le tableau des énergies d'ionisation, on peut conclure que :

-

^{Le carbone (oC) a} 2 couches ^: La couche 1

(n: 1) -+

^IE5-6

La couche 2

(n:2) -+

^IEr-+

'

^{Le sodium (rrNa) a 3 couches :}

La couche

I (n: l) +

^IE16rr

La couche 2

(n:2) +

^IEz-g

La couche 3

(n:3) +

^IEr

-

Le phosphore (rsP) a 3 couches :

La couche

I (n: 1) +

^IEr+-rs

La couche 2

(n: 2) +

^IEe-r:

La couche 3

(n: 3) +

^IEr-s

Il faut toujours fournir de l'énergie à un

atome

pour l'ioniser,

l'énergie d'ionisation est donc toujours positive.

Au fur et à

mesure

que I'on

arrache

les

électrons,

l'élément

se

charge de plus en plus positivement.

Il

attire donc de plus en plus

ses électrons. Pour un élément donné, on

constate

donc

une augmentation des éneryies

d'ionisation

avec

le

degré

d'ionisation:

IE1 <

IEz<IE3..

Exemnle I

^: Écrire l'équation du troisième potentiel d'ionisation de fer (Fe).

Solution

Le troisième potentiel d'ionisation, IE3, €st l'énergie

nécessaire

pour

enlever

un

troisième électron de

I'atome

Fe,

c'est

donc

Fe'- d'où

l'équation du troisième potentiel d'ionisation de fer est ^:

Fe2* 19;

+

^Fe3*1gy

+

e

Exemnle 2: _Quelle

est

la

bonne réponse

à

propos

de l'étude

de l' énergie d'ionisation ?

a)

Mg'*G)

b) ^Mgtgl c)

^Mg-rel

+ IE2 + ^Mg'*G) +

e

+ IEz + ^Mgt*rel + 2e-

+ ^Mg'*G) + t-IE2

III. Structure atomique

Solution

À propos des énergies d'ionisation

respectives

pour

arracher successivement plusieurs électrons au magnésium gazeux, on a des

IE1

lEz IE:

a) est fau><,

il

devrait être IE3 b) est faux,

il

devrait être

IEr *

IEz

c) est correct, d'après l'équation donnée, la variation de

Mg*g

pour

produire un ion Vtg'.trl doit utiliser le deuxième

potentiel d'ionisation, IE2,

d'où

l'équation est ^:

Mg*rel+ IBzè Mg'*G)+

^e

1.2.!@(Et9

L'électronégaivite

est

une

grandeur

qui

caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec

un

autre élément.

Le

chimiste américain

Linus Pauling a

calculé l'électronégativité des differents atomes. Dans le tableau périodique

des éléments, la variation de l'électronégativité des

atomes augmente de gauche

à droite

dans les périodes

et

de bas en haut dans les familles.

Dans un ^groupe, plus l'électron

périphérique se

trouve sur

une couche éloignée du noyau, pius l'électronégativité est faible.

Groupe

IA

Valeurs d' électronégativité

Li

1,0

Na

0r9

K

^0r8

Rb 0r8

Dans une

période,

l'électronégativité augmente de gauche à droite car le nombre de protons augmente et interagit davantage avec des électrons de valence.

Couche 2

Li

^Be B C

N o

F

Valeurs

d'électronéeativité ^{1,0 115 2r0 215 3r0 315 4r0}

66

III. Structure atomique

L'électronégativité

des gaz nobles est pratiquement

nulle. On

sait en effet que les gaz nobles

n'ont

pas tendance à attirer les électrons des autres car leur dernière couche électronique est complète.

Ils

ne se lient à peu près jamais _à d'autres atomes.

L'élément le plus

électronégatif est

le fluor (F),

en haut

à droite

du tableau périodique avec une valeur de 4,0 tandis que le francium _@r), en bas à gaughe, est le moins électronégatif avec une valeur de 0,7.

1.3.@(EA)

L'affinité

électronique est

l'énergie

libérée

lors

de

la

capture

d'un

électron

par un

atome

en

phase gazeuse

et forme un anion (ion

négatif), suivant la réaction :

Afel + e + ^{A-te)+ EA}

EA

est négatif en raison de

l'énergie

dégagé ce

qui

montre que les atomes ont tendance à gagner des électrons.

Plus I'affinité

électronique est élevée,

plus l'atome a

tendance à capter des électrons.

Dans un groupe,

l'affrnité

élecûonique diminue de haut en bas.

L'affinité

électronique augmente de gauche

à droite le long

d'une période de la classification périodique

II.

^s

ltatome

Un

atome

est

composé

d'un

noyau

(les protons et les neutrons)

et d'électrons

qui

< gravitent >> autour.

Ces électrons vont occuper

des

zones autour du noyau qui

sont appelées <<

couches

électroniques >

ou ^<< niveaux d'énergie >.

X'igure

9.1

Le noyau et ses couches d'électrons

Les électrons qui tourne autour du noyau

d'un

atome ne ^se répartissent

pas de manière aléatoire mais occupent des couches

d'énergies

diftrentes.

Dans

I'ordre

croissant d'énergie et d'éloignement au noyau, ces couches sont notées

K, L, M, N...

Chaque couche est caractérisée par un nombre

limité

d'élecûons.

III. Structure atomique

n= ⁷ (Q)

n=6(P) n=5(O) n=4(N)

n= 3 (M) n= 2 (L)

a=

1(K)

X'igure

9.2

Diagramme des niveaux d'énergie des électrons dans I'atome

Le

nombre mædmum d'électrons que

l'on

peut trouver sur une couche répond à la formule de Pauli, 2n2

(ottn

est le numéro de la couche).

Ainsi

:

La

lèt" couche

La2è^

couche La

3h"

couche

La

4h" couche La 5èt" couche La

6h"

couche

La7ù"

couche

(couche

K) n:

¹

(couche

L) n:2

(couche

M) n:3

(couche

N) n:

⁴

(coucheO) n=5

(couche

P) n:

⁶

(couche

Q) ^n:7

on aura

2x(l)2:2

électrons on aura

2x(2)2:8

^électrons

on aura 2x(3)2

=

18 électrons on aura 2x(4)2 = 32 électrons on anra

2x(5)2:50

électrons on aura

2x(6)2:72

électrons on anra

2x(7)2:98

électrons

Mais

en réalité, le nombre d'électrons mærimum de la couche

N

est 32 et en baisse respectivement.

Tableau montrant le nombre d'électrons ma>cimum dan-s- chaque niveau d'énergie

Chaque couche électronique se divise en sous-couche nommées s, p,

d,f

...

Les sous-couches peuvent accueillir un nombre d'électrons bien

défini

^:

-

Une sous-couche s

(sharp-é*oite),peut

contenir jusqu'à 2 électrons.

-

^Une sous-couche

p (principle-principale),peuten

contenir jusqu'à 6.

-

Une sous-couche

d

(diffuse), peut en contenir

jusqu'à

10.

- Une

sous-couche

f

(fundamental-fondamentale),

peut en

^contenir

jusqu'à

14.

n I 2 3 4 5 6 7

Couche

K L M N o

^P

a

Formule 2 8 18 32 50 72 98

En réalité 2 8 18 32 32 18 8

trI. Struchre atomique

Le niveau d'énergie de sous-couches dans les couches principales.

-

^{La couche}

^K

contient 2 électrons, a 1 sous-couche s.

-

^{La couche}

^L

contient 8 électrons,

a2

sous-couches s,

p.

-

^{La couche}

^M

^{contient 18 électons, a 3} sous-couches s,

p,

d.

-

^{La couche}

^N

contient 32 électrons, a 4 sous-couches s,

p,

d,

f.

-

^{La couche} O contient 32 électrons, a 4 sous-couches s,

p,

d,

f.

-

^{La couche P contient 18} électrons, a 3 sous-couches s,

p,

d.

-

^La couche Q contient ⁸ électrons,

a2

sous-couches s,

p.

Couche

Q(n=7)

^7p

6d

5f

7sn

6p sd

4f

P

(n:

6)

O

(n:

⁵⁾

N (n:4)

M(n=3)

L (n:2)

K (n:

1)

Sous-couche

6s

5p 4d 5s

3s

2p 2s

ls

n

!

n n n n

4p 3d 4s

3p

Figure

9.3

^{Le schéma} indique la répartition des couches en sous-couches. Le nombre de sous-couches dépend de la couche.

UI. Structure atomique

Une sous-couche est formée de une ou plusieurs orbitales, caractérisées

par

des cases quantiques (représentées

par

des

carés).

Chaque case

pouvait

contenir

un

ma><imum

de deux

électrons représentés

par

des fl èches antiparallèles (spins antiparallèles).

Case quantique pour représenter les orbitales :

Les orbitales

occupées

par les

électrons

dans les différentes

sous- couches sont differentes les unes des autres tant par la grosseur, par la forme et par I'orientation dans I'espace.

L'orbitale s

^{a une forme} sphérique et possède une symétrie sphérique et n'a pas de caractéristiques directionnelles.

Y _orbitale

_s

Les 3

orbitale

p

^{sont appelés}

^po

py et

p,. Les

a>res sur lesquelles sont disposés les

trois

orbitales

p

sont perpendiculaires les uns par rapport aux autres.

p v Orbitalesp

La

sous-couche s, constitué

I

^seule orbitale, peut

accueillir

au

ma>rimum 2 électrons.

tr

Une

sous-couche

p

^qrri

a 3

orbitales peut contenir 6 électrons.

Une

sous-couche

d

possède

5

orbitales et peut

contenir 10 électrons. 1+

1t 1t

1+

1t

Une

sous-couche

/

^possède

⁷

^orbitales

et peut contenir 14 électrons. 1J

1t

1+ 1J

1t 1t 1t

III. Structure atomique

Les cinq

orbitales

d ont la ^forme de

régions lobées disposées dans I'espace comme on peut le

voir

ci-dessous. Les dessins sont orientés de sorte que les lobes des orbitales

d,, et d rr-r,

^{sont disposées le long des} il(es et les lobes des

orbitalasd,,, d* _et

drysont entre les ores.

Les

orbitales

d

existent sous derD( formes

de

base

:

quatre des cinq orbitales

3d

ont quatre lobes orientés selon

le plan

des axes indiqués

(dr,d*r _rd*, et drr-rr). La

cinquième

orbitale,drr, elle

a

ure

^forme particulière

:

deux lobes sont orientés selon

I'are Z

de part et d'autre

d'un

anneau situé dans

leplanXT.

Orbitales

d

clr.: nJorhilal

Couche (ou niveaux d'énereie)

Sous- couche électronique

Nombre d'orbitales

par sous- couche

Nombre maximal d'électrons par

sous-couche

Nombre

modmal d'élecffons

par

chaque niveau d'énersie

1(K)

s

I

2 2

2

(L)

^S

p

I

3

2

6 ⁸

3 (lvf)

s

p d

1

3 5

2 6 10

18

4

(N)

s P

d

f

I

3 5 7

2 6 10

r4

32

s

(o)

S

p d

f

I

3 5 7

2 6 10

t4

32

6 (P)

S

p d

I

3 5

2 6 10

l8

7 (Q) ^s

p

I

3

2

6 ⁸

III. Structure atomique

Le

nombre ma><imum d'électrons que peut contenir

une

sous-couche électronique

Les règles de remplissage pour déterminer les

configurations électroniques des atomes

àl'état

fondamental sont les zuivantes ^:

- Le principe d'exclusion

de

Pauli implique

que chaque

orbitale

ne

peut contenir que 2

élecfions

qui devront

présenter des

splhs

de signes opposés. On

dit

^que ces électrons sont ^<< anti-parallèles >.

- ^{Le principe}

^{de au/bau}

(mot allemand signifiant construction par empilement) précise que les orbitales de plus faible

énergie

doivent

être

remplies

en

premier.

- Le dernier problème restant à élucider, concerne la repartition

des

électrons

dans les cases.

La règle qui régit

cette

disfiibution est souvent appelée

<

règle de multiplicité

mæ<imum

(règle

de

Hund)

^>>

IIL Structure atomique

Quand plusieurs électrons

sont à placer

dans

les

difiËrentes cases d'nn même état, on occupera le plus grand nombre possible de cases pax un électron célibataire avant

qu'il y ait

éventuellement formation d'un doublet.

Ainsi,

la disposition de :

2 électrons dans les 3 cases d'un même étatp ^: 4 électrons dans les 3 cases d'un même état

p

:

6 électrons dans les 3 cases d'un même értatp ;

Le remplissage des électrons dans des orbitales totalement

rempli

ou à

demi-rempli rend un atome plus stable que d'autres remplissages.

P* Py

^P"

orbitale 3p FII-l"emi

^rempli

Px Py

P,

FilTiliil ^robrement

^rempri

Pour mieux retenir

la

suite de remplissage des sous-couches, on utilise

un

diagramme connu sous

le nom de < règle de Klechkowski

^>>

ci-

dessous:

s2

^p6

dlo fl4

n: I K(2)

n:2 ^L

^(E)

n:3 ^M

^(1E)

n:4 ^N

⁽³²⁾

n: 5

^{O (32)}

n:6

^P

^(lE) n:7

_Q ^(E)

On donne la distribution

électronique

des

éléments,

en écrivant

le

nombre de la

couche,

suivi du nom de la

sous-couche.

Le

nombre d'électrons dans cette sous-couche est écrit en exposant.

+d{

^!

sft{

34to

idto

Fdrû 6dlû 2P'=

lPn

4Fu

$FÉ 6pu

,14 e#'

:l.!-

4t

Ef

e#

rè

trI. Structure atomique

Il

existe quatre méthodes de repartition des électrons :

- La configrnation

électronique

est la repartition des

électrons par sous-couches : s,

p,

d,

f,

-

La configuration de type

K, L, M, N

O, P, Q

(K

: Kemel) qui permet de comprendre la

rçartition

des électrons sur les

diftrentes

couches élecûoniques.

- ^La

méthode des orbitales ato4qiques est

la repartition

des électrons pardes cases

quantiques: E

- La

méthode abrégée

est

souvent

utilisée pour les

configurations électroniques des éléments ayant

un

numéro atomique élevé. Dans cette écriture,

le

gaz rare

qui

précède

l'élément

à décrire est

inscrit

entre crochets et

suivi

de

la

configuration électronique de

la

couche de valence,par exemple :

nct

^: [Ne]

is2rp'o.' çN"] tr ^lTiljTlTl

Exemnle I

: Représenter la repartition des électrons de I'atome sodium (rrNa) sous différentes méthodes.

Solution

-

^{Notation spdf}

:1Na:

^{ls2 2s2 2p6 3sl}

-

Méthode abrégée !

11Na:

[Ne]

3st ou tN.1E ^(carNe:

^{ts2 zs2 zp6)}

3sl

Exemple 2 :

Déterminer

la repartition

des électrons des éléments de soufre ₁₆₅ et de scandiun _21Sc sous

diftrentes

méthodes.

Solution

Pour l'élément 165

-

^{Notation spdf :}

_roS:

^{ts2 2s2} 2p6 3s2 3p4

:11Na: _1Na:2 8

I

:11Na: tr

3sl

-

cases quantiques :

16s: E E ^lTIFiFn E ^F+TllT-l

ls2 2s2 zpu 3s2

^lpo

-

Méthode abrégée : ₁₆₃

=

_[Ne] rst

3po ou [Ne] E ^ITIITF-I

74

Pour l'élément _21Sc

-

^{Notation spdf :}

_zrsc:

^{ts2 zs2 zp6}

z{

3p6 4s2 3dr

-

^Type

^KLMNOPQ:

21Sc

- (K)'(rf (vt)'G.D'

-

^Cases quantiques :

z,sc

: tr tr ^{IliFTfTil E MiqTn} tr

ts2 zJ 2pu 3s2 3pu

^4s2

-

Méthode abrégée : _21Sc

- ^{lArl +s2 ou [Ar]}

III. Structure atomique

ou 21Sc:2 8 9

²

3dr

(Ar

a 18 électrons)

Il

^existe des exceptions à la règle de remplissage des orbitales, certains

métaux de transition ainsi que

certains lanthanides

et actinides

ne respectent pas cet ordre. On obsenre alors un transfert entre

leur

sous- couche

s (pour

les métaux de transition) ou

"f

(pour

les lanthanides et actinides) au

profit

de leur sous-couche d ce qui permet à cette dernière d'être remplie (10 électrons) ou demi-remplie (5 électrons).

Par

exemple,

le chrome (numéro

atomique

24) a une

configuration électronique

tArl

^3d54sr,

^{et non} [Ar]

^rd4+s'.

^{De la}

^même

^façon,

^le

cuiwe (numéro atomique 29) a une configuration

électronique

[Ar]

3dr04sr, et non

[Ar]

^rde+s',

"e

^{qui permet}

d'avoir

la couche

3d

pleine et la couche 4s à demi-pleine.

aaaGaaaGGa -x-x-x- î î î î î ⁺ î î I î

@estiorilr ^{et Exsrcices}

1.

Quelles sont les

énergies

de périodicité des propriétés

atomiques ?

Donner la signification de chacr.rne de ces énergies.

Z.Déterminer la répanition des

électrons

des

éléments ci-dessous sous quatre méthodes ^:

a) rzMg

b) ncl.

^{c) 26Ca}

3.

Un

élément

X

de masse atomique 39, possède 20 neutrons. Quelle ^est

la configtration

électronique de l'élément

X

?

4.La

distribution des électrons de l'élément

Y

est

2 8 8

⁶ possédant 27 neutrons. Écrire la représentation symbolique de l'élément

Y.

5.La repartition

des électrons

de l'élément Z de

masse atomique

69

est

[Ar]

^{+s2 3dr0 4p4. Quel est son nombre de neutrons ?}

1

trI. Structure atomique

6. Quelle ^est l'équation qui représente le troisième potentiel d'ionisation ?

a) Yel -) ^Y3-@ +

3e

b) fro + ^{Y'.<g) +}

^2e-

c)

Y2*G)

+ Y'.G) + c

d) Y<el + ffel +

^e

7.L'énergie utilisée dans quelle _équation

ci-dessous

qu'on appelle

le premier potentiel d'ionisation ?

a) Xt'l + f<el +

e

b) Xtel +

c) Xtr) +

d) f<rl ^-+

8.

a)

Placer pax

ordre

croissant d'électronégativité chacun des éléments suivants : Ba, Mg, Ra, Sr, Ca

b)

Placer

par

ordre décroissant d'électronégativité chacun des éléments suivants r Hg, Ba, Cs,

At,

Au, Ta, Pt.

aaGGaaaaGa -x-x-x- î î î î î î î I î î

)ftel +

e

)f<rl +

e

X'*(r) + t

76