Figure 1.2
Tableau périodique des éléments
et blocs d’orbitales atomiques
chaque orbitale rencontrée au cours de la lecture du tableau périodique (de gauche à
droite et de haut en bas), jusqu’à atteindre l’atome à l’étude.
Il convient d’af?rmer qu’en se déplaçant d’un élément à un autre, et si l’atome est
neutre, un électron et un proton s’ajoutent. Ainsi, pour un atome d’azote (Z = 7) se
trouvant sur la deuxième période et dans le bloc « p », les sept électrons se distribuent
dans les orbitales 1s, 2s et 2p.
La deuxième règle de remplissage des orbitales atomiques se base sur le principe
d’exclusion de Pauli (Wolfgang Pauli, 1900-1958) qui précise l’impossibilité pour
deux électrons de se trouver dans le même état quantique à l’état fondamental, c’està-dire de posséder les quatre mêmes nombres quantiques. Chaque orbitale peut donc
contenir un maximum de deux électrons qui doivent avoir des spins opposés. Ainsi, si
deux électrons se trouvent dans la même orbitale et que l’un est de spin +1/2, le second
sera systématiquement de spin opposé, soit −1/2. Dans le cas de l’atome d’azote, deux
électrons de spins opposés occupent donc l’orbitale 1s, deux électrons de spins opposés
se trouvent dans l’orbitale 2s et trois électrons sont localisés dans les orbitales 2p.
La dernière règle de remplissage, la règle de Hund (Friedrich Hund, 1896-1997), énonce
que, dans le cas des orbitales atomiques dégénérées (c’est-à-dire des orbitales de même
énergie, de même forme, mais d’orientation différente, trouvées notamment dans les orbitales p, d ou f ), les électrons doivent être placés successivement, avec le même spin (+1/2 par
convention), dans chaque orbitale, jusqu’à ce que toutes les orbitales possèdent un électron,
avant de placer un deuxième électron, de spin opposé (–1/2), dans une même orbitale.
Cette règle tient compte du fait qu’il est plus favorable énergétiquement de positionner
deux électrons dans deux orbitales dégénérées dist inctes, minimisant ainsi une répulsion
électronique, puisque chaque électron, portant une charge négative, se repousse. Ainsi,
pour respecter cette dernière règle, dans l’exemple de l’atome d’azote, les trois derniers électrons sont répartis, avec le même spin (+1/2 par convention), dans chacune des trois orbitales 2p (voir la ?gure 1.3, page suivante).
Le nombre d’orientations possibles de chaque type d’orbitales dégénérées peut
être déduit en observant le tableau périodique. En effet, pour une période donnée du
tableau périodique, 2 éléments se trouvent dans le bloc «s », 6 éléments dans le bloc «p »,
10 éléments dans le bloc «d » et 14 éléments dans le bloc «f ». Par conséquent, pour un
même niveau énergétique, il n’existe qu’une seule orbitale s sphérique (2 éléments ÷ 2 e
−
par orbitale), 3 orbitales p ayant 3 orientations différentes p x , p y et p z (6 éléments ÷
2 e
− par orbitale), 5 orbitales d, soit d xy , d xz , d yz , d x
2
– y
2 et d z
2 (10 éléments ÷ 2 e
− par
orbitale) et 7 orbitales f d’orientations différentes (14 éléments ÷ 2 e
− par orbitale).
Bien que l’hélium (He)
appartienne à la famille des
gaz rares (groupe 18), à l’état
fondamental, il ne possède
pas d’électrons peuplant des
orbitales p. Il se trouve à cet
endroit dans le tableau périodique, car sa couche électronique est remplie au niveau
n = 1. Sa stabilité devient
alors analogue à celle des gaz
rares. Cependant, au moment
du remplissage, il doit être
« déplacé » vers la deuxième
famille (groupe 2) du tableau
périodique, puisque, étant
donné sa con?guration électronique, il ne possède que
deux électrons et fait donc
partie du bloc « s » au lieu du
bloc « p ».
REMARQUE
1.3 Con?gurations électroniques
7
Tableau périodique des éléments
et blocs d’orbitales atomiques
chaque orbitale rencontrée au cours de la lecture du tableau périodique (de gauche à
droite et de haut en bas), jusqu’à atteindre l’atome à l’étude.
Il convient d’af?rmer qu’en se déplaçant d’un élément à un autre, et si l’atome est
neutre, un électron et un proton s’ajoutent. Ainsi, pour un atome d’azote (Z = 7) se
trouvant sur la deuxième période et dans le bloc « p », les sept électrons se distribuent
dans les orbitales 1s, 2s et 2p.
La deuxième règle de remplissage des orbitales atomiques se base sur le principe
d’exclusion de Pauli (Wolfgang Pauli, 1900-1958) qui précise l’impossibilité pour
deux électrons de se trouver dans le même état quantique à l’état fondamental, c’està-dire de posséder les quatre mêmes nombres quantiques. Chaque orbitale peut donc
contenir un maximum de deux électrons qui doivent avoir des spins opposés. Ainsi, si
deux électrons se trouvent dans la même orbitale et que l’un est de spin +1/2, le second
sera systématiquement de spin opposé, soit −1/2. Dans le cas de l’atome d’azote, deux
électrons de spins opposés occupent donc l’orbitale 1s, deux électrons de spins opposés
se trouvent dans l’orbitale 2s et trois électrons sont localisés dans les orbitales 2p.
La dernière règle de remplissage, la règle de Hund (Friedrich Hund, 1896-1997), énonce
que, dans le cas des orbitales atomiques dégénérées (c’est-à-dire des orbitales de même
énergie, de même forme, mais d’orientation différente, trouvées notamment dans les orbitales p, d ou f ), les électrons doivent être placés successivement, avec le même spin (+1/2 par
convention), dans chaque orbitale, jusqu’à ce que toutes les orbitales possèdent un électron,
avant de placer un deuxième électron, de spin opposé (–1/2), dans une même orbitale.
Cette règle tient compte du fait qu’il est plus favorable énergétiquement de positionner
deux électrons dans deux orbitales dégénérées dist inctes, minimisant ainsi une répulsion
électronique, puisque chaque électron, portant une charge négative, se repousse. Ainsi,
pour respecter cette dernière règle, dans l’exemple de l’atome d’azote, les trois derniers électrons sont répartis, avec le même spin (+1/2 par convention), dans chacune des trois orbitales 2p (voir la ?gure 1.3, page suivante).
Le nombre d’orientations possibles de chaque type d’orbitales dégénérées peut
être déduit en observant le tableau périodique. En effet, pour une période donnée du
tableau périodique, 2 éléments se trouvent dans le bloc «s », 6 éléments dans le bloc «p »,
10 éléments dans le bloc «d » et 14 éléments dans le bloc «f ». Par conséquent, pour un
même niveau énergétique, il n’existe qu’une seule orbitale s sphérique (2 éléments ÷ 2 e
−
par orbitale), 3 orbitales p ayant 3 orientations différentes p x , p y et p z (6 éléments ÷
2 e
− par orbitale), 5 orbitales d, soit d xy , d xz , d yz , d x
2
– y
2 et d z
2 (10 éléments ÷ 2 e
− par
orbitale) et 7 orbitales f d’orientations différentes (14 éléments ÷ 2 e
− par orbitale).
Bien que l’hélium (He)
appartienne à la famille des
gaz rares (groupe 18), à l’état
fondamental, il ne possède
pas d’électrons peuplant des
orbitales p. Il se trouve à cet
endroit dans le tableau périodique, car sa couche électronique est remplie au niveau
n = 1. Sa stabilité devient
alors analogue à celle des gaz
rares. Cependant, au moment
du remplissage, il doit être
« déplacé » vers la deuxième
famille (groupe 2) du tableau
périodique, puisque, étant
donné sa con?guration électronique, il ne possède que
deux électrons et fait donc
partie du bloc « s » au lieu du
bloc « p ».
REMARQUE
1.3 Con?gurations électroniques
7