Calculatrice de configuration électronique

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Comment utiliser la calculatrice de configuration électronique

1. 1. Choisissez l'élément. Saisissez un symbole (Fe), un nom anglais (iron) ou un numéro atomique (26). La casse n'a pas d'importance.
2. 2. Ajoutez une charge pour un ion. Écrivez-la après le symbole, comme dans Fe3+, Cl- ou O2-, ou utilisez la case de charge séparée.
3. 3. Lisez les configurations. Les formes complète et à gaz noble sont affichées avec de vrais exposants, ainsi que le nombre d'électrons, les électrons non appariés, le magnétisme et la couche externe. Cochez les options pour écrire les sous-couches dans l'ordre de remplissage ou pour n'afficher que la partie externe du diagramme.
4. 4. Lisez le diagramme d'orbitales. Chaque case représente une orbitale, avec des flèches pour les électrons, remplie selon la règle de Hund. Les atomes ayant des électrons non appariés sont paramagnétiques ; ceux qui n'en ont aucun sont diamagnétiques.

Les règles de remplissage

Trois principes décrivent la façon dont les électrons occupent les orbitales. Le principe d'Aufbau dit que les électrons remplissent la sous-couche disponible de plus basse énergie. Le principe d'exclusion de Pauli dit qu'une orbitale contient au plus deux électrons, de spins opposés. La règle de Hund dit que les électrons occupent les orbitales d'une sous-couche une à une, avec des spins parallèles, avant qu'une orbitale ne reçoive un second électron.

La règle de Madelung donne l'ordre habituel : les sous-couches se remplissent par valeur croissante de n + l, puis par n plus petit en cas d'égalité de n + l. Cela produit la séquence familière ci-dessous. Une sous-couche contient 2 (s), 6 (p), 10 (d) ou 14 (f) électrons.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

s 2, p 6, d 10, f 14

Exemple détaillé : le fer et ses ions

Le fer a 26 électrons. Le remplissage dans l'ordre donne 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶, qui s'écrit par couche 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². En remplaçant le cœur d'argon 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ par [Ar], on obtient la forme à gaz noble [Ar] 3d⁶ 4s². Dans la sous-couche 3d, cinq orbitales reçoivent chacune un électron, puis une est appariée, ce qui laisse 4 électrons non appariés : le fer est donc paramagnétique. Sa couche externe est n = 4, avec 2 électrons.

Les cations perdent d'abord des électrons de la couche la plus externe : Fe²⁺ est donc [Ar] 3d⁶ et Fe³⁺ est [Ar] 3d⁵, une sous-couche d à moitié remplie avec 5 électrons non appariés. C'est l'inverse de l'ordre de remplissage, où 4s se remplit avant 3d, car une fois les électrons 3d présents, le niveau 4s devient le plus élevé.

Exceptions à l'ordre de remplissage

Pour ces vingt éléments, l'état fondamental mesuré diffère de ce que prévoit la règle de Madelung. Le calculateur prend chaque configuration neutre dans la table des niveaux fondamentaux du NIST, il les donne donc correctement ; la table présente la prévision à côté de la mesure.

Chez le chrome et le cuivre, les niveaux 3d et 4s sont si proches qu'une sous-couche 3d à moitié remplie ou complète l'emporte. Le palladium n'a pas du tout d'électron 5s. Les cas des lanthanides et des actinides viennent du fait que 4f et 5d (ou 5f et 6d) ont des énergies presque égales. Rien de tout cela n'est une règle que l'on peut prévoir à partir de la seule table des orbitales, ce qui explique que les données proviennent de la mesure.

Questions fréquentes

Comment écrire la configuration électronique d'un élément ?

Trouvez le nombre d'électrons (le numéro atomique pour un atome neutre) et remplissez les sous-couches dans l'ordre 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, et ainsi de suite, jusqu'à la capacité de chacune. Par exemple, le soufre, avec 16 électrons, s'écrit 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. Vérifiez le tableau des exceptions avant de vous fier à ce schéma pour les métaux de transition.

Qu'est-ce que la notation abrégée à gaz noble d'une configuration électronique ?

Elle remplace les électrons internes par le symbole du gaz noble précédent, entre crochets. Le soufre devient [Ne] 3s² 3p⁴ et le fer [Ar] 3d⁶ 4s². La partie entre crochets doit être une configuration de gaz noble complète, donc la calculatrice choisit la plus grande qui convient.

Pourquoi les métaux de transition perdent-ils 4s avant 3d ?

Une fois la sous-couche 3d occupée, elle est plus basse en énergie que 4s, donc les électrons 4s sont les plus externes et les plus faciles à retirer. C'est pourquoi Fe²⁺ est [Ar] 3d⁶ et non [Ar] 3d⁴ 4s².

Pourquoi le chrome et le cuivre sont-ils des exceptions ?

Leurs sous-couches 3d et 4s sont si proches en énergie qu'une sous-couche d à moitié remplie (Cr, 3d⁵ 4s¹) ou complètement remplie (Cu, 3d¹⁰ 4s¹) est légèrement plus stable que la disposition prévue. Le même effet produit les exceptions des séries 4d, 5d, des lanthanides et des actinides.

Qu'est-ce que la règle de Hund ?

Les électrons remplissent d'abord les orbitales d'une sous-couche une à une, avec des spins parallèles, avant qu'une orbitale ne soit doublement occupée. C'est pourquoi les trois électrons 2p de l'azote occupent trois orbitales différentes, ce qui donne 3 électrons non appariés, et pourquoi le diagramme d'orbitales montre des flèches simples avant les paires.

Quel est le lien entre les électrons non appariés et le magnétisme ?

Un atome ou un ion ayant au moins un électron non apparié est paramagnétique, c'est-à-dire attiré dans un champ magnétique. Un atome dont tous les électrons sont appariés est diamagnétique et légèrement repoussé. Fe³⁺, avec 5 électrons non appariés, est fortement paramagnétique ; Zn²⁺, [Ar] 3d¹⁰, est diamagnétique.

Quelle est la configuration électronique d'un anion ?

Ajoutez les électrons supplémentaires à la sous-couche suivante dans l'ordre de remplissage. Le chlorure, Cl⁻, a 18 électrons, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, comme l'argon, donc il s'écrit [Ar]. L'oxyde, O²⁻, s'écrit [Ne].