Configurations électroniques et tableau périodique

En ce qui nous concerne actuellement, il est suffisant de représenter un atome sous la forme d'un noyau de charge positive (égale au nombre atomique) contenant la quasi totalité de la masse de l'atome, et entouré d'électrons placés en "couches" et en nombre suffisant pour neutraliser la charge de ce noyau et former ainsi un atome neutre. Les électrons sont arrangés en "couches" caractérisées par un nombre appelé le nombre quantique principal (n) qui définit aussi la capacité et l'ordre de grandeur de l'énergie de la couche.

	Capacité	Sous-couches composantes
n = 1	2	couches d 'électrons "s" seulement
n = 2	8	couches "s" et "p"
n = 3	18	couches "s", "p" et "d"
n = 4	32	couches "s", "p", "d" et "f"

(les couches "s" contiennent 2 électrons, les "p" en contiennent 6, les "d" en contiennent 10 et les "f" 14).

Dans chaque couche principale (définie par la valeur de n), les niveaux d'énergie des électrons varient à cause des interactions entre les électrons de la couche. On peut montrer que, en l'absence de champs magnétiques extérieurs forts, l'énergie des composantes ou sous-couches, que sont les couches s, p, d, f... de la couche principale, peut être désignée par un nombre quantique additionnel appelé le nombre quantique orbital (l). La valeur de l spécifie l'énergie et la dimension de la sous-couche.

l	Nom de la sous-couche	Capacité de la sous-couche
0	s	2
1	p	6
2	d	10
3	f	14

Les valeurs de l qui sont acceptables pour la théorie sont les entiers 0, 1, 2... jusqu'à la valeur maximum possible: n-1.

Pour chaque valeur de n, il y a alors un ensemble acceptable de sous-couches définies par g; le nombre de ces dernières dépend de la valeur particulière de n. Le nombre quantique principal n définit la capacité totale de la couche et l'ordre de grandeur des niveaux d'énergie des électrons; les valeurs du nombre quantique orbital (l) spécifient les énergies - des sous-couches individuelles (couches s, p, d, f, etc.). Le résultat est une série de niveaux d'énergie qui se superposent comme il est montré à la Fig. D-9

La disposition périodique des éléments, comme elle est présentée sur le tableau périodique, peut être construite en plaçant les électrons sur les niveaux d'énergie en ordre d'énergie croissante, jusqu'à ce que le nombre total d'électrons de l'atome particulier considéré soit atteint. Les sous-couches illustrées peuvent être regardées comme des boîtes pouvant contenir 2 (dans le cas de s), 6(pour p), 10(pour d) ou 14(pour f) électrons et chaque boîte doit être remplie avant de passer à la suivante. La configuration électronique est représentée par le symbole de l'orbitale nl (par exemple, 2s et 3p signifient respectivement la sous-couche "s" (l=0) de la couche n=2 et la sous-couche "p" (l=1) de la couche n=3, etc.), auquel est ajouté l'exposant x (nl^x) pour indiquer le nombre d'électrons de la sous-couche. Par exemple, le fluor qui comporte 9 électrons est représenté par

et la couche la plus extérieure (2p) n'est pas remplie complètement puisque sa capacité est de 6 électrons. D'autres exemples sont donnés par:

Les couches intérieures remplies, dont les distributions électroniques ne changent pas d'un élément à l'autre, peuvent être représentées de façon plus commode en utilisant le symbole chimique du gaz noble pour représenter le "coeur d'électrons" de l'atome,

Le fait de remplir les niveaux un à un, en supposant que la configuration électronique est la même que celle de l'élément de nombre atomique inférieur d'une unité, plus un électron, est connu sous le nom de Principe d'AUFBAU. Ce principe est généralement juste.

Ainsi, la configuration de l'oxygène est celle de N + un électron 2p supplémentaire; celle de Se est celle de As + 1 électron 4p supplémentaire. Dans la région des métaux de transition (par exemple Sc à Cu, Y à Cd, etc.,), les niveaux 3d et 4s (ou niveaux (n-1)d, ns) ont, en général, des énergies si semblables que le changement de noyau est accompagné d'un réarrangement de la distribution des électrons des niveaux les plus extérieurs. Par exemple, la configuration de Cr est [Ar} 4s¹ 3d⁵ et non [Ar} 4s² 3d⁴ mais cette dernière s'obtient en appliquant le principe d'AUFBAU à la configuration du vanadium [Ar] 4s² 3d³ plus un électron 3d supplémentaire. D'autres exemples de ce comportement existent et se trouvent en comparant la configuration électronique d'un élément avec celle de l'élément qui le précède directement.