Sciences · Chimie
Structure électronique des atomes
La structure (ou configuration) électronique indique comment les électrons d’un atome se répartissent en couches et sous-couches. Elle explique la place de l’élément dans le tableau périodique et ses liaisons.
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Un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, soit Z électrons. Ces électrons ne sont pas disposés au hasard : ils occupent des niveaux d’énergie bien définis, décrits par la mécanique quantique. Écrire la configuration électronique d’un élément, c’est indiquer combien d’électrons occupent chacun de ces niveaux. Les électrons de la couche la plus externe, dits électrons de valence, déterminent presque toute la chimie de l’élément.
Couches et sous-couches
Les électrons sont organisés en couches, numérotées n = 1, 2, 3… (anciennement K, L, M, N). Plus n est grand, plus la couche est éloignée du noyau et plus son énergie est élevée. Chaque couche se divise en sous-couches, notées s, p, d et f.
| Sous-couche | Nombre d’orbitales | Électrons maximum | Apparaît à partir de |
|---|---|---|---|
| s | 1 | 2 | n = 1 |
| p | 3 | 6 | n = 2 |
| d | 5 | 10 | n = 3 |
| f | 7 | 14 | n = 4 |
Une couche n peut contenir au maximum 2n² électrons : 2 pour la première, 8 pour la deuxième, 18 pour la troisième, 32 pour la quatrième.
Les trois règles de remplissage
Le principe de Pauli
Une orbitale contient au plus deux électrons, de spins opposés. Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques. Ce principe, énoncé par Wolfgang Pauli en 1925, fixe les capacités du tableau ci-dessus.
La règle de Klechkowski
Les sous-couches se remplissent par ordre d’énergie croissante, qui suit la règle « n + ℓ croissant » (ℓ = 0 pour s, 1 pour p, 2 pour d, 3 pour f) ; à n + ℓ égal, la sous-couche de plus petit n passe en premier. On obtient l’ordre :
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
Point notable : la sous-couche 4s se remplit avant la 3d. C’est pourquoi le potassium (Z = 19) place son dernier électron en 4s et non en 3d.
La règle de Hund
Dans une sous-couche de plusieurs orbitales (p, d, f), les électrons occupent d’abord le plus d’orbitales possible, un par un, avec des spins parallèles, avant de s’apparier. L’azote (2p³) a ainsi trois électrons célibataires.
Exemples de configurations
| Élément | Z | Configuration | Électrons de valence |
|---|---|---|---|
| Hydrogène | 1 | 1s¹ | 1 |
| Hélium | 2 | 1s² | 2 (couche pleine) |
| Carbone | 6 | 1s² 2s² 2p² | 4 |
| Oxygène | 8 | 1s² 2s² 2p⁴ | 6 |
| Néon | 10 | 1s² 2s² 2p⁶ | 8 (couche pleine) |
| Sodium | 11 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ | 1 |
| Chlore | 17 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ | 7 |
| Potassium | 19 | [Ar] 4s¹ | 1 |
| Fer | 26 | [Ar] 3d⁶ 4s² | — |
Pour abréger, on remplace le cœur d’électrons par le symbole du gaz noble précédent entre crochets : [Ne] 3s¹ pour le sodium, [Ar] 4s¹ pour le potassium.
Les exceptions
Quelques éléments de transition s’écartent de Klechkowski parce qu’une sous-couche d à moitié ou entièrement remplie est particulièrement stable. Les deux cas classiques :
- chrome (Z = 24) : [Ar] 3d⁵ 4s¹ au lieu de 3d⁴ 4s² ;
- cuivre (Z = 29) : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ au lieu de 3d⁹ 4s².
Lien avec le tableau périodique
Le tableau périodique est la traduction directe de la structure électronique :
- la période (ligne) correspond à la couche externe en cours de remplissage ;
- les éléments d’une même colonne ont le même nombre d’électrons de valence, d’où des propriétés chimiques voisines ;
- le tableau se découpe en blocs s (colonnes 1–2), p (13–18), d (3–12, métaux de transition) et f (lanthanides et actinides).
Les alcalins (colonne 1) ont tous un seul électron externe en ns¹ : ils le perdent facilement et forment des ions M⁺. Les halogènes (colonne 17, ns² np⁵) cherchent au contraire à en gagner un.
Règles de l’octet et du duet
Les gaz nobles, dont la couche externe est saturée (2 électrons pour l’hélium, 8 pour les autres), sont très peu réactifs. Les autres atomes tendent à atteindre cette configuration :
- en perdant des électrons (métaux) : Na → Na⁺ prend la structure du néon ;
- en gagnant des électrons (non-métaux) : Cl → Cl⁻ prend celle de l’argon ;
- en partageant des électrons par liaison covalente.
La règle de l’octet vaut bien pour les éléments des deux premières périodes ; elle comporte de nombreuses exceptions au-delà (soufre, phosphore, métaux de transition).
Questions fréquentes
Pourquoi la 4s se remplit-elle avant la 3d ?
Pour les éléments concernés, l’orbitale 4s est légèrement plus basse en énergie que la 3d, car un électron 4s pénètre davantage près du noyau. Une fois les électrons 3d présents, l’ordre s’inverse : lors de l’ionisation du fer, ce sont les électrons 4s qui partent en premier (Fe²⁺ = [Ar] 3d⁶).
Qu’est-ce qu’un électron de valence ?
C’est un électron de la couche externe (et, pour les métaux de transition, de la sous-couche d en cours de remplissage). Ce sont eux qui participent aux liaisons chimiques.
Le modèle des couches est-il exact ?
C’est une approximation utile. En réalité, les électrons ne suivent pas des orbites : les orbitales décrivent des zones de probabilité de présence. Le modèle de Bohr à orbites circulaires a été abandonné dans les années 1920.