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Comme indiqué ci-dessus, un sous-niveau s peut accueillir deux électrons, le p en accueille six, il peut y en avoir 10 dans le sous-niveau d et 14 dans le f. Bien qu’il y ait deux électrons dans le sous-niveau s, ces électrons ne sont pas identiques ; ils diffèrent par la propriété quantique connue sous le nom de spin. Pour illustrer ce phénomène, les électrons d’une sous-orbite sont souvent représentés par des flèches pointant vers le haut ou vers le bas, représentant graphiquement les axes de spin opposés (↑ et ↓). Les électrons sont ajoutés aux sous-niveaux selon les règles de Hund, qui stipulent que chaque orbitale d’une sous-coquille est occupée par un seul électron avant qu’une orbitale ne soit doublement occupée, et que tous les électrons des orbitales occupées par un seul électron ont le même spin. Lorsqu’une sous-coquille est doublement occupée, les électrons ont des spins opposés.
Par exemple, le carbone possède un sous-niveau 1s rempli, un sous-niveau 2s rempli et deux électrons dans le sous-niveau 2p (2p2).
La configuration électronique du fluor est 1s2 2s2 2p5.
Cette séquence se poursuit agréablement jusqu’à la troisième période ; il s’avère que les orbitales 3d ont une énergie légèrement supérieure à celle de l’orbitale 4s, de sorte que l’orbitale 4s se remplit de deux électrons, puis les 10 électrons suivants sont placés dans l’orbitale 3d. Il s’agit d’une tendance générale dans le tableau périodique, et l’ordre de remplissage peut être facilement prédit par le schéma où il suffit de suivre les flèches sur la diagonale pour déterminer l’orbitale suivante à remplir.
L’un des raccourcis souvent utilisés lors de l’écriture de la configuration électronique consiste à représenter les électrons “de base” simplement comme le gaz inerte de la période précédente. Par exemple, le fluor se trouve dans la deuxième période (n = 2). Cela signifie que les orbitales associées à la première période sont déjà remplies, tout comme elles le sont dans le gaz inerte, l’hélium (He). Par conséquent, au lieu d’écrire la configuration du fluor comme nous l’avons fait ci-dessus, nous pouvons remplacer le 1s2 par le “noyau d’hélium”.
Le calcium est dans la quatrième période et dans le groupe 2, ce qui signifie que les trois premiers niveaux quantiques sont remplis (n = 1, 2 et 3) comme dans l’argon.
Point essentiel à retenir :
Les orbitales et la configuration électronique des atomes
- Capacité des sous-niveaux :
- Sous-niveau s : 2 électrons
- Sous-niveau p : 6 électrons
- Sous-niveau d : 10 électrons
- Sous-niveau f : 14 électrons
- Spin des électrons : Les électrons dans une même orbitale ont des spins opposés. On les représente par des flèches : ↑ et ↓.
- Règles de Hund :
- On remplit d’abord chaque orbitale avec un électron avant d’en mettre un deuxième.
- Les électrons seuls ont le même spin.
- Quand on ajoute un deuxième électron, il a un spin opposé.
- Exemples de configurations :
- Carbone : 1s² 2s² 2p²
- Fluor : 1s² 2s² 2p⁵
- Ordre de remplissage : Les orbitales se remplissent généralement dans l’ordre 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, etc.
- Notation simplifiée : On peut utiliser le symbole du gaz noble précédent pour représenter les électrons de cœur. Exemple : Pour le fluor, on peut écrire [He] 2s² 2p⁵ au lieu de 1s² 2s² 2p⁵.
As mentioned above, an s sublevel can accommodate two electrons, a p sublevel six, a d sublevel 10 and an f sublevel 14. Although there are two electrons in sublevel s, these electrons are not identical; they differ in the quantum property known as spin. To illustrate this phenomenon, the electrons in a sub-orbit are often represented by arrows pointing up or down, graphically representing opposite spin axes (↑ and ↓). Electrons are added to sublevels according to Hund’s rules, which stipulate that each orbital in a subshell is occupied by a single electron before an orbital is doubly occupied, and that all electrons in orbitals occupied by a single electron have the same spin. When a sub-shell is double-occupied, the electrons have opposite spins.
For example, carbon has a filled 1s sublevel, a filled 2s sublevel and two electrons in the 2p sublevel (2p2).
The electronic configuration of fluorine is 1s2 2s2 2p5.
This sequence continues nicely until the third period; it turns out that the 3d orbitals have a slightly higher energy than the 4s orbital, so the 4s orbital fills up with two electrons, then the next 10 electrons are placed in the 3d orbital. This is a general trend in the periodic table, and the order of filling can be easily predicted by the diagram where you simply follow the arrows on the diagonal to determine the next orbital to fill.
One of the shortcuts often used when writing the electronic configuration is to represent the “base” electrons simply as the inert gas of the previous period. For example, fluorine is in the second period (n = 2). This means that the orbitals associated with the first period are already filled, just as they are in the inert gas, helium (He). Therefore, instead of writing the fluorine configuration as we did above, we can replace the 1s2 with the “helium nucleus”.
Calcium is in the fourth period and in group 2, which means that the first three quantum levels are filled (n = 1, 2 and 3) as in argon.
Key point to remember:
Orbitals and the electronic configuration of atoms
- Sub-level capacity :
- s sublevel: 2 electrons
- p sublevel: 6 electrons
- d sublevel: 10 electrons
- Sub-level f: 14 electrons
- Electron spin: Electrons in the same orbital have opposite spins. They are represented by arrows: ↑ and ↓.
- Hund’s rules:
- First fill each orbital with an electron before adding a second.
- Single electrons have the same spin.
- When a second electron is added, it has the opposite spin.
- Examples of configurations :
- Carbon: 1s² 2s² 2p²
- Fluorine: 1s² 2s² 2p⁵
- Order of filling: Orbitals are generally filled in the order 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, etc.
- Simplified notation: We can use the symbol of the preceding noble gas to represent the core electrons. Example: For fluorine, we can write [He] 2s² 2p⁵ instead of 1s² 2s² 2p⁵.