L'organisation des électrons au sein de l'atome

La grande force de la classification périodique des éléments chimiques réside dans sa complémentarité avec la configuration électronique des éléments eux-mêmes. En effet c’est cette dernière qui détermine précisément la position des éléments dans les cases du tableau et non les propriétés chimiques et physiques. Ces propriétés résultent en fait de la configuration électronique de ces éléments.

Les quatre nombres quantiques

L’équation de Schrödinger permet de définir les orbitales permises pour les électrons d’un atome, c’est ce que l’on appelle les fonctions d’ondes. Sa résolution permet d’obtenir les trois premiers nombres quantiques

• n est le nombre quantique principal et définit les périodes ou couches électroniques, n = 1, 2,3...

• l est le nombre quantique azimutal, l = 0, 1, 2 ...(n-1).

• m est le nombre quantique magnétique, m est compris entre -l et +l.

On y ajoute le dernier nombre quantique :

• s est le spin, il vaut -1/2 ou +1/2.

Chaque électron d’un atome se caractérise par des valeurs précises de ces quatre nombres quantiques. De plus il ne peut y avoir deux électrons dans un atome caractérisés par des nombres quantiques identiques, c’est ce que l’on appelle le principe d’exclusion de Pauli.

A partir de ces nombres quantiques, on peut définir les différentes orbitales atomiques sur lesquelles se retrouvent les électrons. Ainsi on obtient l’orbitale de type s circulaire puis les trois orbitales de type p, les 5 orbitales de type d et enfin les 7 orbitales de type f. Etant donné que dans chaque type d’orbitale les électrons peuvent prendre une valeur de spin de +1/2 ou de -1/2, on a respectivement 2 électrons pour une orbitale s, 6 électrons pour les 3 orbitales p, 10 électrons pour les 5 orbitales d et 14 pour les 7 orbitales f.

Organisation des premières couches électroniques

Couches Sous-couches Cases quantiques Spin Nombre d'électrons
n l m s Sous-couches Couches
1 K 0 1s 0 +1/2 -1/2 2 2
2 L 0 2s 0 +1/2 -1/2 2 8
1 2p -1
0
1
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
6
3 M 0 3s 0 +1/2 -1/2 2 18
1 3p -1
0
1
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
6
2 3d -2
-1
0
1
2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
10
4 N 0 4s 0 +1/2 -1/2 2 32
1 4p -1
0
1
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
6
2 4d -2
-1
0
1
2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
10
3 4f -3
-2
-1
0
1
2
3
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
+1/2 -1/2
14

Le remplissage des orbitales par énergie croissante et appelé règle de Klechkowski (également appelée règle de Madelung).

L'ordre est le suivant:

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

Pour retrouver facilement cet ordre, il suffit de lire le tableau suivant de haut en bas et de gauche à droite.

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

Le tableau périodique, dans sa forme classique est également un bon moyen pour retrouver l'ordre de remplissage des orbitales (voir le tableau des orbitales).

Il existe des exceptions à cette règle, certains métaux de transition ainsi que certains lanthanides et actinides ne respectent pas cet ordre. On observe 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 (5 électrons) ou demi remplie (5 électrons).

Par exemple, le Cuivre (z=29) a pour configuration électronique [Ar] 3d10 4s1 alors que sa configuration électronique théorique est [Ar] 3d9 4s2. La sous couche d se retrouve remplie (10 électrons) au détriment de la sous couche s.

Voir la liste complète des exceptions à la règle de Klechkowski.

Premiers niveaux d'orbitales (hydrogènoïdes)

Une orbitale atomique une zone de l’espace où la probabilité de trouver un électron autour du noyau est supérieur ou égale à 95%. Le tableau ci-dessous permet de visualiser les premiers niveaux d'orbitale d'un atome à l'état fondamental. Le tableau est incomplet.

  -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
1s
         
2p        
3d    
4f

Placez le curseur sur l'image pour voir une coupe

L'arbre des orbitales ci-dessous permet de faire le lien entre ces orbitales et les éléments chimiques.

Arbre des orbitales

1s
Hydrogène
Hélium
-
2s
Lithium
Béryllium
-
3s
Sodium
Magnésium
-
4s
Potassium
Calcium
-
5s
Rubidium
Strontium
-
6s
Césium
Baryum
-
7s
Francium
Radium
4f
Lanthane
Cérium
Praséodyme
Néodyme
Prométhium
Samarium
Europium
Gadolinum
Terbium
Dysprosium
Holmium
Erbium
Thulium
Ytterbium
-
5f
Actinium
Thorium
Protactinium
Uranium
Neptunium
Plutonium
Américium
Curium
Berkélium
Californium
Einsteinium
Fermium
Mendélévium
Nobélium
3d
Scandium
Titane
Vanadium
Chrome
Manganèse
Fer
Cobalt
Nickel
Cuivre
Zinc
-
4d
Yttrium
Zirconium
Niobium
Molybdène
Technétium
Ruthénium
Rhodium
Palladium
Argent
Cadmium
-
5d
Lutécium
Hafnium
Tantale
Tungstène
Rhénium
Osmium
Iridium
Platine
Or
Mercure
-
6d
Lawrencium
2p
Bore
Carbone
Azote
Oxygène
Fluor
Néon
-
3p
Aluminium
Silicium
Phosphore
Soufre
Chlore
Argon
-
4p
Gallium
Germanium
Arsenic
Sélénium
Brome
Krypton
-
5p
Indium
Etain
Antimoine
Tellure
Iode
Xénon
-
6p
Thallium
Plomb
Bismuth
Polonium
Astate
Radon