Les Électrons

1. Les Électrons

2. Modèle de Bohr Noyau Électron Orbite Niveau d’énergie

3. Modèle de Bohr • En moyenne, les niveaux d’énergie les plus bas sont les plus rapprochés du noyau et les niveaux les plus élevés sont les plus éloignés. 5 4 3 Accroissement d’énergie 2 1 Noyau

4. La mécanique quantique • La théorie de la mécanique quantique, qui sert encore de nos jours à décrire la structure atomique, a été élaborée dans les années vingt. • Elle se fonde essentiellement sur les mathématiques et décrit les positions des électrons par des modèles de probabilités plutôt que par des voies ou des orbites spécifiques.

5. La mécanique quantique • La forme simplifiée que nous présentons ici suffit pour expliquer et prédire la structure atomique et les propriétés chimiques des éléments représentatifs. • Voici les principales caractéristiques de cette théorie. • Les protons sont contenus dans le noyau des atomes. Leur nombre correspond au numéro atomique.

6. La mécanique quantique • Les électrons se trouvent dans des séries de niveaux d’énergie à l’extérieur du noyau. Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons. • Dans un atome, le nombre de niveaux d’énergie occupés correspond généralement au numéro de la période dans le tableau périodique. • Les nombres maximum d’électrons pouvant occuper les trois premiers niveaux d’énergie sont 2, 8 et 18.

7. La mécanique quantique • L’état le plus stable d’un atome porte le nom d’état fondamental. Dans cet état, les électrons se trouvent aux niveaux d’énergie les plus bas possible. • Les électrons du niveau d’énergie le plus élevé d’un atome portent le nom d’électrons de valence. Dans le cas des éléments représentatifs, le nombre d’électrons correspond au dernier chiffre du numéro de groupe de l’atome.

8. Les niveaux d’énergie • Les niveaux d’énergie sont représentés par la lettre n. • n = 1 représente le premier niveau. • n = 2 représente le deuxième. • Etc.

9. Les sous-niveaux d’énergie et les orbitales • On désigne les sous-niveaux par les lettres s, p, d, f et g. • On appelle orbitale l’espace susceptible d’être occupé par une paire d’électrons. • Le nombre de sous-niveaux d’énergie dans un niveau d’énergie est égal à n. Donc, le premier niveau n’a qu’un sous-niveau s. Le deuxième comprend les sous-niveaux s et p tandis que le troisième compte les sous-niveaux s, p, et d.

10. Orbitales s • Les orbitales s apparaissent à partir du niveau n = 1. • L’orbitale s est de forme sphérique. • Chaque orbitale s peut loger deux électrons et s’appelle 1s, 2s, 3s, etc..

11. Orbitales p • Les orbitales p apparaissent à partir du niveau n = 2. • On identifie les orbitales p en fonction de l’axe du système de coordonnées xyz selon lequel l’orbitale est orientée. • Chaque orbitale p peut loger deux électrons, alors 2p peut loger 6 électrons, car elle possède 2px, 2py et 2pz.

12. Orbitales p

13. Orbitales d • Les orbitales d apparaissent à partir du niveau n = 3. • Chaque orbitale d peut loger dix électrons, car elles possède 5 formes différentes.

14. Orbitales f • Les orbitales f apparaissent à partir du niveau n = 4. • Chaque orbitale f peut loger 14 électrons, car il possède 7 formes différentes.

15. Orbitales f

16. Résumé # de formes Électrons maximum Apparaissent à partir du niveau s 1 2 1 p 3 6 2 5 10 3 d 7 14 4 f

17. Le premier niveau d’énergie n = 1. Il y a seulement 1 orbital s. Donc, il y a 2 électrons au maximum. 1s2 Le deuxième niveau d’énergie n = 2. Il y a les orbitales s et p. Donc, il y a 2 + 6 = 8 électrons au maximum. 2s22p6 Les niveaux d’énergie

18. Le troisième niveau d’énergie n = 3. Il y a les orbitales s, p et d. Donc, il y a 2 + 6 + 10 = 18 électrons au maximum. 3s23p63d10 Le quatrième niveau d’énergie n = 4. Il y a les orbitales s, p, d et f. Donc, il y a 2 + 6 + 10 + 14 = 32 électrons au maximum. 4s24p64d104f14 Les niveaux d’énergie

19. Le nombre maximum d’électrons par niveau • On trouve des électrons à chaque niveau d’énergie d’un atome. • Dans un niveau, le plus grand nombre possible d’électrons équivaut à 2 n2. • Ainsi, au premier niveau, n = 1, on trouve deux électrons. • Au quatrième niveau, n = 4, on trouve 32 électrons.

20. L’ordre de remplissage des orbitales • Pour représenter correctement la distribution des électrons dans l’atome, il faut suivre l’ordre de remplissage des orbitales. • Afin de respecter cet ordre, on n’a qu’à observer les trois règles suivantes:

21. L’ordre de remplissage des orbitales • Remplir les orbitales ayant le plus bas niveau d’énergie avant celles de plus haut niveau. • Respecter le principe d’exclusion de Pauli. Dans un atome donné, deux électrons ne peuvent pas être caractérisés par le même ensemble de nombres quantiques (n, l, m, s). • Les électrons d’un même sous-niveau d’énergie doivent être distribués dans toutes les orbitales du sous-niveau avant de saturer à deux électrons ces orbitales. C’est la règle de Hund.

22. 7p 6d 5f 7s 6p 5d 6s 4f 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p Énergie croissante 3s 2p 2s 1s

23. La configuration électronique • La configuration électronique est un agencement des électrons dans les niveaux d’énergie d’un atome.

24. La configuration électronique de phosphore • Le phosphore a un numéro atomique de 15 alors nous devons représenter 15 électrons.

25. 7p 6d 5f 7s 6p 5d 6s 4f 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p Énergie croissante 3s 2p 2s 1s • Les premiers 2 électrons sont logés dans l’orbitale 1s. • Il en reste encore 13 autres.

26. 7p 6d 5f 7s 6p 5d 6s 4f 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p Énergie croissante 3s 2p 2s 1s • Les deux prochains électrons sont logés dans l’orbitale 2s. • Il en reste encore 11 autres.

27. 7p 6d 5f 7s 6p 5d 6s 4f 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p Énergie croissante 3s 2p 2s 1s • Les six prochains électrons sont logés dans l’orbitale 2p. • Il en reste encore 5 autres.

28. 7p 6d 5f 7s 6p 5d 6s 4f 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p Énergie croissante 3s 2p 2s 1s • Les deux prochains électrons sont logés dans l’orbitale 3s. • Il en reste 3 autres.

29. 7p 6d 5f 7s 6p 5d 6s 4f 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p Énergie croissante 3s 2p 2s 1s • Les derniers trois électrons sont logés dans l’orbitale 3p. • 1s22s22p63s23p3

30. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 • 2 électrons

31. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 2s2 • 4 électrons

32. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 2s2 2p6 3s2 • 12 électrons

33. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 • 20 électrons

34. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 • 38 électrons

35. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 • 56 électrons

36. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 • 88 électrons

37. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage • 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 • 108 électrons

38. 7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Truc mnémonique pour respecter l’ordre de remplissage

39. La configuration électronique des familles • La configuration électronique est un agencement des électrons dans les niveaux d’énergie d’un atome.

40. H 1 Li 3 Na 11 K 19 Rb 37 Cs 55 Fr 87 1s1 1s22s1 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p64s1 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d10 5p66s1 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1

41. He 2 Ne 1s2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p64s23d104p6 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d10 5p66s24f145d106p6 10 Ar 18 Kr 36 Xe 54 Rn 86

42. Les orbitales s s1 s2 • Tous les métaux alcalins finissent par s1. • Tous les métaux alcalino-terreux finissent par s2. • L’hélium a les propriétés d’un gaz rare et sa configuration électronique finit par s2.

43. Les métaux de transition et les orbitales d s1 d5 s1 d10 d1 d2 d3 d5 d6 d7 d8 d10

44. Les orbitales p p5 p1 p2 p3 p4 p6

45. f6 f13 f1 f2 f3 f4 f5 f7 f8 f10 f12 f14 f11 f9 Les orbitales f

46. 1 2 3 4 5 6 7 • Les orbitales s apparaissent à partir du niveau n=1. • Les orbitales p apparaissent à partir du niveau n=2.

47. Les orbitales d apparaissent à partir du niveau n=3. 1 2 3 4 5 6 7 3d

48. 1 2 3 4 5 6 7 • Les orbitales f apparaissent à partir du niveau n=4. 4f 5f

49. La configuration électronique expression abrégée. • La configuration électronique du sodium est donc 1s2 2s2 2p6 3s1. • Pour éviter d’écrire la configuration électronique des couches internes, on emploie souvent une forme abrégée, [Ne] 3s1, dans laquelle [Ne] remplace la configuration électronique du néon (1s2 2s2 2p6).

50. La configuration électronique expression abrégée. • Écrivez le symbole du dernier gaz rare avant l’élément et … • ensuite celui de l’élément. • Écrivez la configuration électronique longue et abrégée d’Al. • longue: Al est 1s22s22p63s23p1 • abrégée: si Ne est 1s22s22p6 • Alors Al est [Ne] 3s23p1