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5. Structure électronique des atomes.

5.1. Diagrammes d’énergie.

 

 

 

 5.2. Répartition des électrons ou configuration électronique.

1) Principe d’exclusion de Pauli.

Deux électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres
quantiques identiques.

– Deux électrons dans une même orbitale atomique doivent différer par leur nombre
quantique de spin, qui ne peut prendre que deux valeurs, ms = +1/2 (↑­) ou –1/2 (↓­).
– Une orbitale atomique ne peut « contenir » au maximum que 2 électrons qui dans ce
cas auront des spins opposés : ils sont antiparallèles ou appariés↑­↓ ­.

– Si l’orbitale ne contient qu’un électron, celui-ci est dit non-apparié ou célibataire.
– Une orbitale vide constitue une lacune électronique.

2) Principe de stabilité.

– A l’état fondamental, un atome se trouve dans son état énergétique le plus stable
correspondant à l’énergie la plus basse.
– Les électrons commencent par saturer les niveaux de plus basse énergie,
dans l’ordre : « 1s », « 2s », « 2p », « 3s », « 3p »… c’est la règle dite du « (n + l) minimal »

(n + l)↓→ E↓
pour des niveaux ayant le même (n + l) : n ↓→ E↓

→ la première sous-couche à remplir est celle qui a la somme (n + l) la plus petite.
– La règle de Klechkowski :

3) Règle de Hund (règle du spin maximal).

Lorsque des orbitales atomiques ont même énergie (dégénérées), les électrons se
répartissent avec un nombre maximum de spins parallèles.

– Utilisation des cases quantiques symbolisant chacune une orbitale atomique.

– Pour écrire la structure électronique d’une espèce ionisée positivement :
– Cas général : on enlève d’abord les électrons les plus externes (ceux qui
correspondent à n le plus grand).
– Dans le cas des métaux de transition, on enlève donc d’abord les électrons « s »

 

 

Categories: chimie

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