Structure électronique des atomes

Champ

Un champ est un outil qu’on utilise pour modéliser des interactions physiques qui n’impliquent aucun contact observable. Les champs ne peuvent pas être vus car ils n’ont pas d’apparence physique, mais l’effet qu’ils ont est très réel.

Champ gravitationnel

Le champ gravitationnel, qui est l’effet d’un objet ayant une masse sur un autre objet ayant une masse, est probablement le type de champ qu’on connaît le plus plus. On est attiré par la terre parce que la terre a une masse et nous aussi.

Le champ gravitationnel de la Terre peut être modélisé à l’aide d’un ensemble de vecteurs pointant tous vers le centre de la planète: peu importe où on se trouve à la surface de la Terre, on sent la force gravitationnelle qui nous pousse vers elle.

Champ électrique

De la même manière que les champs gravitationnels exercent une force sur les objets qui ont une masse, un champs électrique exerce une force sur les objets qui ont une charge électrique.
Alors que les champs gravitationnels ne peuvent qu’attirer deux objets entre eux, les champs électriques peuvent attirer ou repousser: les charges de signes opposés s’attirent tandis que les charges de même signe se repoussent.

Sens conventionnel du courant

Par convention, la direction d’un champ électrique est toujours définie comme la direction dans laquelle une charge positive se déplacerait si elle était placée dans le champ. Le sens conventionnel du champ électrique va donc du positif au négatif.

Intensité du champ

La force, ou intensité, d’un champ n’est pas uniforme en tout point: plus on s’éloigne de la source du champ, plus sont effet s’atténue. Ainsi, les électrons (charges négatives) les plus proches du noyau ressentent une attraction beaucoup plus forte vers le centre (charges positives) que ceux qui se trouvent plus éloignés du noyau.
Avec suffisamment de force extérieure soit en les repoussant avec une autre charge négative, soit en les attirant avec une charge positive, les électrons les plus externes à l’atome peuvent s’échapper de l’orbite de l’atome.
Il est important de noter que les électrons n’existent pas seuls dans la nature: si un atome perd un ou des électrons, c’est que ces électrons ont été “arrachés” par un autre atome.

Ion

Un atome a une charge neutre — il a autant de protons que d’électrons — mais s’il perd ou gagne un électron (voire plusieurs) alors l’atome devient électriquemment chargé. Dans ce cas, on ne parle plus d’atome mais d’ion.
Un ion avec une charge négative, donc un atome ayant gagné un électron ou plus, est appelé un anion.
“an-“ est un préfixe négatif, comme dans analphabète (= qui ne sait pas lire)

Un ion avec une charge positive, donc un atome ayant perdu un électron ou plus, est appelé un cation.
Le préfixe “cat-“ signifie contre, comme dans catapulte (= lancer contre)
```
Anion  : atome + charge négative
Cation : inverse de l'anion
```

Notation de l’ion

On représente un ion par son symbole chimique suivit de sa charge électrique en exposant.
Exemple: Cu²⁺ est un atome de cuivre ayant deux charges positives, autrement dit qui a perdu deux électrons puisque les protons ne bougent pas: il s’agit d’un cation de charge +2.

Énergie d’ionisation

L’énergie nécessaire pour arracher un électron est appelée l’énergie d’ionisation et on la note généralement EI.
EI₁ pour le premier électron, EI₂ pour le deuxième, etc.
```
  Énergie d'ionisation (EI)
```
Plus on arrache d’électrons, plus l’ion résultant est chargé, et plus il est difficile d’arracher de nouveaux électrons — l’énergie d’ionisation nécessaire est donc de plus en plus élevée. Mais l’évolution de l’énergie d’ionisation par électrons n’est pas linéaire: elle se fait par pallier. Par exemple:

Ce graphique représente les énergies d’ionisation successives pour l’atome sodium (Na),
exprimées en mégajoules par gramme de matière (MJ/g). On voit que
- on arrache assez facilement le 1er électron: c’est le premier pallier,
- les 8 prochains électrons requièrent une énergie d’ionisation plus élevée: ils constituent le second pallier,
- et les 2 derniers requièrent une énergie d’ionisation très élevée: c’est un 3ème pallier
On observe ce genre de palliers sur tous les atomes et le nombre d’électrons dans les différents groupes est toujours le même — et les 2 derniers électrons sont toujours les plus difficiles à arracher:

Couches électroniques

On peut déduire des sauts d’énergie observés que certains électrons se trouvent à la même distance du noyau, sur la même orbite. On appelle ces orbites des couches.
- La couche la plus proche du noyau est appelée K (comme dans kernel, qui signifie noyau en anglais),
- Les couches qui suivent sont dans l’ordre alphabétique: la seconde couche est la couche L, puis M, N, O, etc.
Les électrons se trouvant sur la couche la plus proche du noyau vont requérir une énergie d’ionisation beaucoup plus importante pour être arrachés, tandis que ceux qui se trouvent sur la couche la plus externe vont requérir une énergie d’ionisation beaucoup plus faible.

Nombre quantique principal

À chaque couche est associé un nombre maximal d’électrons:
la couche K aura toujours au maximum 2 électrons, la suivante 8, celle d’après 18, et ainsi de suite.
Ainsi, le nombre maximal d’électrons de la n-ième couche vaut 2n² — où K est n=1, L = 2, etc.
De nouvelles théories on été mises au point au XXe siècle pour expliquer le comportement des particules sub-atomiques: c’est la physique quantique. Un des éléments clés de la physique quantique est que les énergies des électrons dans les atomes ne varient pas de manière continue mais par sauts, qu’on appelle des sauts quantiques. Les électrons se trouvent à différents palliers d’énergie et le pallier (ou niveau d’énergie) n est appelé nombre quantique principal.
```
Nombre quantique principal (n): couche K=1, L=2, etc
Nombre maximal d'électrons: 2n²
```

Couche de valence

Il y a cas particulier: peu importe le nombre quantique principal, la couche la plus externe d’un atome contiendra toujours maximum 8 électrons (sauf si la dernière couche est K, auquel cas on aura toujours 2 électrons au maximum).
La dernière couche d’un atome est appellée la couche de valence.

Configuration électronique

Pour chaque élément, on peut donc déduire le nombre d’électrons sur chaque couche.
- On commence par remplir la couche la plus interne (K), puis la suivante, etc, jusqu’à épuisement du nombre d’électrons.
  Exemple: Le sodium (Na) a 11 protons donc 11 électrons: K²L⁸M¹.
- Si la dernière couche contient plus de 8 électrons, alors on ajoute une couche supplémentaire.
  Exemple: Le potassium (P) a 19 électrons, la dernière couche ne peut pas contenir plus de 8 électrons: on obtient donc K²L⁸M⁸N¹ — et non K²L⁸M⁹
On appelle cette écriture la configuration électronique de l’atome.
Une configuration électrique donnée peut correspondre à un atome neutre mais aussi à des ions.
Exemple: K²L⁸M⁸ correspond à 18 électrons, ce qui peut être
- Ar (Z=18)
- Cl^- (Z=17 +1 électron)
- S^2- (Z=16 +2 électrons)

Sous-couches

Le modèle K,L,M n’introduit qu’un seul nombre quantique, le nombre quantique principal n. Dans la plupart des cas, c’est suffisant pour déterminer la configuration électronique de l’atome — mais pas toujours.

Exemple:
Prenons le fer (Z=26). Si on remplit les couches, on obtient K²L⁸M¹⁶. La couche M peut contenir 18 électrons mais la couche de valence ne peut en avoir que 8, donc on ajoute une couche: K²L⁸M¹⁵N¹. Sauf que si on teste l’énergie d’ionisation du fer, on constate la configuration électronique suivante: K²L⁸M¹⁴N². n ne nous permet donc pas de trouver la bonne configuration électronique dans tous les cas.
Plus précisemment, n n’est pas suffisant pour trouver la configuration électronique des métaux de transition, des lanthanides et des actinides. Pour ces éléments, il faut introduire le nombre quantique secondaire, l (aussi appelé nombre quantique azimutal). Ce dernier définit des sous-couches à l’intérieur des couches.

Chaque couche a au maximum 4 sous-couches:

l	Sous-couche	Max électrons
0	s (sharp)	2
1	p (principal)	6
2	d (diffuse)	10
3	f (fundamental)	14

Mnémotechnique: SPDF.
sharp, principal, diffuse et fundamental sont les formes de sous-couches observées en spectroscopie.

Nombre quantique secondaire (l): sous-couche s=0, p=1, d=2, f=3
Maximum électrons: 2 6 10 14

La couche n aura entre 0 et n-1 sous-couches — avec un maximum de 4 sous-couches.
Exemple: Pour la couche M, n=3, il y aura au maximum deux sous-couches — une autre manière de le dire est que l varie entre 0 et 2.

Klechkovski

Pour prédire l’ordre de remplissage des électrons dans les sous-couches,
on dessine le diagramme de Klechkovski:
1. En lignes, lister les différentes couches — n=1, n=2, etc
2. En colonnes, lister les différentes sous-couches — sur la ligne n=1: 1s, sur la ligne n=2: 2s 2p, etc.
  Notons qu’on écrit le numéro de la couche suivit de la lettre de la sous-couche, et non uniquement la lettre de la sous-couche: ça nous aidera au moment où on voudra compter le nombre d’électrons par couche.
3. Tracer les diagonales — elles correspondent aux valeurs de n+l=1, de n+l=2, etc
La règle de Klechkovski nous dit que:
- “Les sous-couches se remplissent par valeur croissante de n+l”
  On va donc suivre les diagonales: la première diagonale est n+l=1, la seconde n+l=2, etc
- “Et par valeur croissante de n pour deux valeurs identiques de n+l”.
  On va donc commencer par le n le plus petit: à partir du point en haut à droite de la diagonale, vers le point en bas à gauche.
En bref, suivre les diagonales, en partant d’en haut à droite.
On obtiens l’ordre suivant: 1s / 2s / 2p 3s / 3p 4s / 3d 4p 5s / 4d 5p…
On constate que 4s vient avant 3d: on va donc remplir la 1ère sous-couche de la 4ème couche avant de remplir la 3ème sous-couche de la 3ème couche.

Configuration électronique II

Pour déterminer le nombre d’électrons dans les différentes couches d’un élément chimique
(autrement dit, déterminer sa configuration électronique):
1. suivre l’ordre donné par la règle de Klechkovski et remplir les sous-couches une par une,
  par ordre croissant, en respectant le nombre maximum d’électrons par couche. Par exemple:
  - Un hydrogène a 1 électron: 1s¹
  - Un fluor a 9 électrons: 1s² 2s² 2p⁵
  - Un fer a 26 électrons: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
2. sommer le nombre d’électrons dans les sous-couches
  - Hydrogène: 1s¹ = K¹
  - Fluor: 1s² 2s² 2p⁵ = K² L²⁺⁵ = K²L⁷
  - Fer: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ = K² L²⁺⁶ M²⁺⁶⁺⁶ N² = K²L⁸M¹⁴N²
Par convention, on écrit le numéro de la couche, suivit de la lettre de la sous-couche et le nombre d’électrons en exposant.
Les sous-couches 3d et 4s ont des énergies très voisines et l’ordre énergétique présenté ci-dessous peut légèrement varier d’un atome à l’autre au sein d’une période. Par exemple, dans le cas du cuivre (Cu), la sous-couche 3d a une énergie légèrement inférieure à celle de la sous-couche 4s, la configuration électronique du cuivre est donc 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹, et non 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹.
Ces inversions sont difficiles à prévoir à l’aide d’arguments simples — rien n’est jamais tout à fait simple dans le monde des atomes et des molécules.

Orbitales

Les sous-couches (S,P,D,F) ont elles-memes une structure interne.
Pour faire simplement, on peut dire que
- chaque sous-couche s contient 1 emplacement,
- chaque sous-couche p contient 3 emplacements,
- chaque sous-couche d en contient 5
- et chaque sous-couche f, 7.
On appelle les “emplacements” d’une sous-couche des orbitales.

Principe de Pauli

On pourra mettre au maximum deux électrons dans chacun de ces orbitales (tldr. de spin différent) — c’est le principe de Pauli. Ça explique le nombre maximum d’électrons par sous-couche: une sous-couche p a 3 orbitales pouvant contenir 2 électrons, il y a donc 6 électrons au maximum dans la sous-couche p.

Électrons appariés

Lorsque deux électrons se trouvent dans la même orbitale, on dit qu’ils sont appariés.

Règle de Hund

Dans une sous-couche donnée, les électrons vont de préférence se placer dans une orbitale vide et donc être non appariés — c’est la règle de Hund.

Symbole de Lewis

Le symbole de Lewis est une manière de réprésenter la couche de valence: on dessine une croix sur laquelle on ajoute des points pour représenter les électrons. Un groupe de deux électrons (c’est à dire des électrons appariés) peut être représenté par un trait.
Note: ce sont les électrons de valence qui créent des liaisons chimiques entre différents atomes.
Les symboles de Lewis vont être utile pour écrire des structures de Lewis, une notation qui décrit ces liaisons.

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