Configuration électronique

En physique des particules comme en chimie quantique, la configuration électronique, également appelée structure électronique ou formule électronique, décrit la distribution des électrons d'un atome, d'une molécule ou d'une espèce chimique dans un ensemble de fonctions d'onde correspondant à des orbitales atomiques ou à des orbitales moléculaires^[1]. Par exemple, la configuration électronique à l'état fondamental d'un atome d'oxygène est 1s² 2s² 2p⁴, tandis que celle d'une molécule de dioxygène O₂ est 1 $σ$ 2
g 1 $σ$ 2
u 2 $σ$ 2
g 2 $σ$ 2
u 1 $π$ 4
u 3 $σ$ 2
g 1 $π$ 2
g, d'où, en spectroscopie, les multiplets 3Σ
g, 1Δ
g et 1Σ+
g.

Une configuration électronique est entièrement déterminée par la connaissance de la spinorbitale de chaque électron, c'est-à-dire de son orbitale et de son spin. Ces configurations décrivent chaque électron comme se déplaçant dans une orbitale de manière indépendante dans un champ moyen généré par les autres orbitales. D'un point de vue mathématique, elles sont calculées à l'aide de déterminants de Slater ou de fonctions d'état de configuration.

Conséquence des lois de la mécanique quantique, une énergie est associée à chaque configuration électronique. Dans certaines conditions, les électrons peuvent passer d'une configuration à une autre moyennant l'émission ou l'absorption d'un quantum d'énergie sous la forme d'un photon.

La connaissance des configurations électroniques permet de comprendre la construction du tableau périodique des éléments. Elle permet également de décrire la liaison chimique dans les molécules, et d'expliquer certaines propriétés des matériaux, comme la liaison métallique, les lasers ou encore la nature des semiconducteurs.

Éléments théoriques

Fonctions d'onde et spinorbitales

Chaque électron $k$ d'une configuration électronique donnée est entièrement décrit par une spinorbitale $\phi _{i_{k}}\left(k\right)$ , produit d'une fonction d'espace (orbitale) $\chi _{i_{k}}(k)$ par une fonction de spin $\sigma _{i_{k}}\left(k\right)$ , la valeur propre de cette dernière pouvant valoir $-{\tfrac {1}{2}}$ ou $+{\tfrac {1}{2}}$ . La fonction d'onde $\psi$ d'un système à n électrons peut être vue comme le produit des n spinorbitales $\phi$ de ces électrons individuels (produit de Hartree) :

\psi \left(1,2\ldots n\right)=\sum _{k=1}^{n}\phi _{i_{k}}\left(k\right)=\sum _{k=1}^{n}\chi _{i_{k}}(k).\sigma _{i_{k}}\left(k\right)

.

Configurations électroniques et niveaux d'énergie

Chaque configuration électronique est associée à un niveau d'énergie, qui résulte à la fois de l'énergie des électrons sur chaque spinorbitale et des énergies d'interaction entre ces électrons, comme les interactions d'échange provenant de la répulsion entre électrons. Un même atome ou une même molécule peuvent présenter plusieurs configurations électroniques, et donc plusieurs états d'énergie. L'état de plus basse énergie est dit état fondamental, tous les autres étant qualifiés d'états excités. Le remplissage des spinorbitales à l'état fondamental se fait par niveau d'énergie croissant et, en cas d'égalité entre niveaux d'énergie de spinorbitales différentes, en remplissant d'abord celle de spin + $1 / 2$ avant de peupler celles de spin – $1 / 2$ (règle de Hund).

Multiplicité de spin

La somme des spins de chaque électron donne le spin total $S$ de la configuration. Ce nombre donne directement la multiplicité de spin associé à cette dernière, qui vaut 2 $S$ + 1 et en représente le nombre de « micro-états ». Ceux-ci sont caractérisés par la même énergie mais peuvent être discernés par certaines spectroscopies :

une configuration à deux électrons appariés conduit à un seul micro-état, dit singulet car il n'y a qu'une seule façon de placer deux électrons dans la même orbitale ;
une configuration à un électron célibataire conduit à un état doublet car il existe deux micro-états : celui où le spin est vers le haut ( $m s$ = + $1 / 2$ ), et celui où le spin est vers le bas ( $m s$ = – $1 / 2$ ) ;
une configuration à deux électrons célibataires correspond à un état singulet si leurs spins sont opposés, et à un état triplet si leurs spins sont parallèles.

Application aux atomes

Dans le modèle quantique d'un atome ou d'une molécule, les électrons ne gravitent pas autour des noyaux atomiques comme dans le modèle planétaire de Rutherford ou le modèle de Niels Bohr, mais se répartissent dans un volume autour de ces noyaux de manière probabiliste. Cette probabilité est évaluée par la fonction d'onde associée à l'électron et se matérialise sous la forme d'une orbitale atomique ou d'une orbitale moléculaire selon qu'on considère un atome isolé ou une molécule.

Nombres quantiques

Dans un atome — la situation est plus complexe dans une molécule ou dans un cristal — l'état quantique d'un électron est entièrement décrit par quatre nombres quantiques :

le nombre quantique principal $n$ , un nombre entier naturel non nul : $n$ ≥ 1 ;
le nombre quantique azimutal $ℓ$ , un nombre entier positif ou nul vérifiant 0 ≤ $ℓ$ ≤ $n$ – 1 et lié à la quantification du moment angulaire de l'orbitale ;
le nombre quantique magnétique $m ℓ$ , un nombre entier vérifiant – $ℓ$ ≤ $m ℓ$ ≤ $ℓ$ et lié à la quantification de la projection du moment angulaire sur un axe donné ;
le nombre quantique magnétique de spin $m s$ , lié à la projection du spin de l'électron sur un axe de quantification, et qui vaut – $1 / 2$ ou + $1 / 2$ , les électrons correspondants étant couramment représentés par les symboles ↓ et ↑ ; il s'agit d'une propriété intrinsèque de l'électron, indépendante des trois autres nombres quantiques.

Couches, sous-couches et orbitales

Orbitales des sous-couches 1s, 2s et 2p.
	s ( $ℓ$ = 0)	p ( $ℓ$ = 1)
	$m ℓ$ = 0	$m ℓ$ = 0	$m ℓ$ = ±1
	s	p_z	p_x	p_y
$n$ = 1
$n$ = 2

Les termes couche, sous-couche et orbitale sont hérités du modèle de Bohr, qui faisait orbiter les électrons sur des trajectoires circulaires de rayon croissant en formant des couches successives autour du noyau atomique. Ils sont encore très largement employés bien que la réalité physique qu'ils décrivent relève de la mécanique quantique.

Le nombre quantique principal $n$ seul identifie une couche électronique. Les différentes couches sont aussi désignées par une lettre majuscule : K ( $n$ = 1), L ( $n$ = 2), M ( $n$ = 3), N ( $n$ = 4), O ( $n$ = 5), P ( $n$ = 6) et Q ( $n$ = 7).
Le couple de nombres quantiques ( $n$ , $ℓ$ ) identifie une sous-couche électronique.
Le triplet ( $n$ , $ℓ$ , $m ℓ$ ) identifie une orbitale atomique, ou case quantique.

En vertu du principe d'exclusion de Pauli, deux électrons d'un même atome ne peuvent partager le même état quantique^[2], ce qui signifie qu'au plus deux électrons de nombres quantiques de spin opposés peuvent occuper une même case quantique : lorsqu'un seul électron occupe une orbitale atomique, on parle d’électron célibataire ; lorsque deux électrons occupent une orbitale atomique, on parle d’électrons appariés.

À chaque couple ( $n$ , $ℓ$ ) est associée une notation permettant de décrire le type de sous-couche correspondant :

$ℓ$ = 0 : sous-couche de type s (pour sharp ou simple), notée $n$ s et contenant au plus 2 électrons ;
$ℓ$ = 1 : sous-couche de type p (pour principal), notée $n$ p et contenant au plus 6 électrons ;
$ℓ$ = 2 : sous-couche de type d (pour diffuse), notée $n$ d et contenant au plus 10 électrons ;
$ℓ$ = 3 : sous-couche de type f (pour fine ou fundamental), notée $n$ f et contenant au plus 14 électrons ;
$ℓ$ = 4 : sous-couche de type g, notée $n$ g et contenant au plus 18 électrons.

Les noms s, p, d et f de ces sous-couches proviennent d'un système de catégorisation à partir des raies spectrales fondé sur l'observation de leur structure fine, d'où les qualificatifs sharp, principal, diffuse et fundamental. Quand les quatre premiers types de sous-couches ont été décrits, ils furent associés à ces quatre types de raies spectrales. Les lettres suivant le type f sont définies en fonction de l'ordre alphabétique : g, h, i, etc.

Par construction, une couche électronique $n$ peut contenir au plus 2 $n$ ² électrons^[a], tandis qu'une sous-couche $ℓ$ peut contenir au plus 2(2 $ℓ$ + 1) électrons, répartis entre les différentes orbitales atomiques $m ℓ$ de la façon suivante :

Dénombrement des électrons par sous-couches des cinq premières couches électroniques
Nombres quantiques		Sous-couche	Nombre quantique magnétique $m ℓ$									Nombre d'électrons
Principal	Azimutal	Sous-couche	-4	-3	-2	-1	0	1	2	3	4	Sous-couche	Couche
$n$ = 1	$ℓ$ = 0	1s					↑ ↓					2	2
$n$ = 2	$ℓ$ = 0	2s					↑ ↓					2	8
$n$ = 2	$ℓ$ = 1	2p				↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓				6	8
$n$ = 3	$ℓ$ = 0	3s					↑ ↓					2	18
	$ℓ$ = 1	3p				↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓				6
	$ℓ$ = 2	3d			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			10
$n$ = 4	$ℓ$ = 0	4s					↑ ↓					2	32
	$ℓ$ = 1	4p				↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓				6
	$ℓ$ = 2	4d			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			10
	$ℓ$ = 3	4f		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		14
$n$ = 5	$ℓ$ = 0	5s					↑ ↓					2	50
	$ℓ$ = 1	5p				↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓				6
	$ℓ$ = 2	5d			↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓			10
	$ℓ$ = 3	5f		↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓		14
	$ℓ$ = 4	5g	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	↑ ↓	18

Règle de Klechkowski et règle de Hund

La distribution des électrons selon les différentes sous-couches électroniques à l'état fondamental privilégie l'occupation des orbitales atomiques de plus faible énergie. L'énergie d'un électron sur une orbitale peut être calculée à partir des nombres quantiques qui en définissent l'état quantique, en faisant notamment intervenir des déterminants de Slater. En première approche, cette énergie est déterminée par le couple ( $n$ , $ℓ$ ) : elle croît avec la somme $n$ + $ℓ$ et, en cas d'égalité de cette somme entre couples différents, elle croît avec $n$ . Cette règle, pressentie par Charles Janet en 1929, formulée par Erwin Madelung en 1936^[3] et expliquée par Vsevolod Kletchkovski^[4], est appelée pour cette raison règle de Klechkowski, et le principe qui en découle pour le remplissage des électrons entre sous-couches électroniques est appelé principe d'Aufbau, d'un mot allemand signifiant « édification ».

La règle de Klechkowski implique donc que les électrons occupent successivement les sous-couches d'un atome dans l'ordre suivant :

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.

Cette règle découle cependant d'une approximation et doit être affinée afin de rendre compte des configurations électroniques observées. Environ un élément sur cinq présente en effet une distribution des électrons à l'état fondamental qui s'écarte légèrement de celle prédite par la simple application de la règle de Klechkowski. Cela provient du fait que les nombres quantiques $n$ et $ℓ$ ne sont pas seuls à prendre en compte pour déterminer l'énergie d'un électron sur une orbitale atomique. En particulier, une orbitale est d'autant plus stable que le nombre quantique magnétique de spin résultant des électrons qui l'occupent est élevé (règle de Hund). Il s'ensuit que, pour les éléments du bloc d et du bloc f (métaux de transition, lanthanides et actinides), il est énergétiquement moins favorable de suivre la règle de Klechkowski que de favoriser l'occupation impaire des sous-couches les plus externes lorsque la couche d ou f est vide, à moitié remplie ou entièrement remplie, car l'écart d'énergie entre ces sous-couches est inférieur au gain d'énergie induit par la redistribution des électrons maximisant leur nombre quantique magnétique de spin résultant.

Ionisation des éléments de transition

L'ordre dans lequel les électrons remplissent les orbitales atomiques n'est pas le même que l'ordre dans lequel les électrons sont arrachés des atomes pour former des cations. Ainsi, l'ordre des sous-couches affectées par l'ionisation décroissante d'un atome n'est pas l'inverse de l'ordre issu de la règle de Klechkowski — $n$ + $ℓ$ croissant puis $n$ croissant — mais suit un ordre dans lequel les nombres quantiques individuels sont croissants — $n$ croissant puis $ℓ$ croissant.

Par exemple, l'atome de titane Ti et l'ion de fer ionisé quatre fois Fe⁴⁺ ont tous deux 22 électrons mais présentent respectivement les configurations [Ar] 4s² 3d² et [Ar] 3d⁴. Cela provient du fait que l'ordre relatif des niveaux d'énergie associés aux différentes orbitales ne dépend pas que de leurs nombres quantiques, mais également de la charge électrique du noyau atomique, qui vaut +22 dans le cas du titane mais +26 dans le cas du fer. L'ordre de remplissage des sous-couches d'un cation de moins en moins ionisé est donc :

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 3d → 4s → 4p → 4d → 4f → etc.

Notation

Les physiciens et les chimistes utilisent une notation standard pour indiquer la configuration électronique des atomes. Le principe consiste à noter les sous-couches électroniques avec, en exposant, le nombre d'électrons occupant chacune de ces sous-couches. L'atome d'hydrogène ayant un unique électron, sa configuration électronique à l'état fondamental s'écrit ainsi 1s¹, ce qui dénote la présence d'un électron sur la sous-couche 1s, correspondant à $n$ = 1 et $ℓ$ = 0. L'hélium, dont l'atome possède deux électrons, présente la configuration électronique 1s² à l'état fondamental. Le lithium, avec trois électrons, présente, à l'état fondamental, la configuration 1s² 2s¹, tandis que l'oxygène, avec huit électrons, présente, à l'état fondamental, la configuration 1s² 2s² 2p⁴, et que l'aluminium, avec treize électrons, présente, à l'état fondamental, la configuration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹.

Pour les atomes comportant de nombreux électrons, cette notation devient très longue. À l'état fondamental, on utilise alors une notation abrégée en représentant les électrons de cœur par le gaz noble ayant la même configuration. Ainsi, les dix électrons de cœur de l'aluminium, correspondant à la configuration électronique du néon (1s² 2s² 2p⁶), sont représentés par le symbole chimique de cet élément mis entre crochets, de sorte qu'on n'explicite que les trois électrons de valence : la configuration électronique de l'aluminium à l'état fondamental s'écrit ainsi [Ne] 3s² 3p¹.

L'ordre dans lequel les sous-couches sont listées n'est pas fixé, et importe peu dans la mesure où c'est le nombre d'électrons par sous-couche qui importe. Ainsi, la configuration électronique du plomb peut-elle indifféremment être écrite [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p² par énergies croissantes, suivant la règle de Klechkowski pour les atomes électriquement neutres, ou [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p² par nombres quantiques $n$ puis $ℓ$ croissants, suivant l'ordre inverse d'ionisation pour former des cations, observé en spectroscopie.

Configuration électronique des 118 éléments chimiques

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

*

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

*
*

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

*

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

*
*

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Blocs du tableau périodique

La construction du tableau périodique des éléments découle directement du principe d'Aufbau par application de la règle de Klechkowski. Les périodes du tableau sont telles qu'elles se terminent toujours par un élément chimique dont la couche de valence est saturée en électrons, tandis que la succession des sous-couches s, p, d et f définit les blocs homonymes (bloc s, bloc p, bloc d et bloc f).

La configuration électronique des 118 éléments reconnus par l'IUPAC est présentée dans le tableau ci-dessous. Elle peut être expliquée à la fois par la règle de Klechkowski faisant intervenir les nombres quantiques principal $n$ et azimutal $ℓ$ , et la règle de Hund faisant intervenir le nombre quantique magnétique de spin $m s$ ; cette dernière implique que, pour les éléments du bloc d et du bloc f (métaux de transition, lanthanides et actinides), il est énergétiquement moins favorable de suivre la règle de Klechkowski que de favoriser l'occupation impaire des sous-couches les plus externes lorsque la sous-couche d ou f est vide, à moitié remplie ou entièrement remplie, car l'écart d'énergie entre ces sous-couches est inférieur au gain d'énergie induit par la redistribution des électrons maximisant leur nombre quantique magnétique de spin résultant (dans le tableau qui suit, les distributions d'électrons irrégulières sont indiquées en rouge et gras) :

Élément chimique			Famille d'éléments	Configuration électronique^[5]
1	H	Hydrogène	Non-métal	1s¹
2	He	Hélium	Gaz noble	1s²
3	Li	Lithium	Métal alcalin	[He] 2s¹
4	Be	Béryllium	Métal alcalino-terreux	[He] 2s²
5	B	Bore	Métalloïde	[He] 2s² 2p¹
6	C	Carbone	Non-métal	[He] 2s² 2p²
7	N	Azote	Non-métal	[He] 2s² 2p³
8	O	Oxygène	Non-métal	[He] 2s² 2p⁴
9	F	Fluor	Halogène	[He] 2s² 2p⁵
10	Ne	Néon	Gaz noble	[He] 2s² 2p⁶
11	Na	Sodium	Métal alcalin	[Ne] 3s¹
12	Mg	Magnésium	Métal alcalino-terreux	[Ne] 3s²
13	Al	Aluminium	Métal pauvre	[Ne] 3s² 3p¹
14	Si	Silicium	Métalloïde	[Ne] 3s² 3p²
15	P	Phosphore	Non-métal	[Ne] 3s² 3p³
16	S	Soufre	Non-métal	[Ne] 3s² 3p⁴
17	Cl	Chlore	Halogène	[Ne] 3s² 3p⁵
18	Ar	Argon	Gaz noble	[Ne] 3s² 3p⁶
19	K	Potassium	Métal alcalin	[Ar] 4s¹
20	Ca	Calcium	Métal alcalino-terreux	[Ar] 4s²
21	Sc	Scandium	Métal de transition	[Ar] 4s² 3d¹
22	Ti	Titane	Métal de transition	[Ar] 4s² 3d²
23	V	Vanadium	Métal de transition	[Ar] 4s² 3d³
24	Cr	Chrome	Métal de transition	[Ar] 4s¹ 3d⁵
25	Mn	Manganèse	Métal de transition	[Ar] 4s² 3d⁵
26	Fe	Fer	Métal de transition	[Ar] 4s² 3d⁶
27	Co	Cobalt	Métal de transition	[Ar] 4s² 3d⁷
28	Ni	Nickel	Métal de transition	[Ar] 4s² 3d⁸ ou 4s¹ 3d⁹^[b]
29	Cu	Cuivre	Métal de transition	[Ar] 4s¹ 3d¹⁰
30	Zn	Zinc	Métal pauvre	[Ar] 4s² 3d¹⁰
31	Ga	Gallium	Métal pauvre	[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p¹
32	Ge	Germanium	Métalloïde	[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p²
33	As	Arsenic	Métalloïde	[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p³
34	Se	Sélénium	Non-métal	[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴
35	Br	Brome	Halogène	[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵
36	Kr	Krypton	Gaz noble	[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁶
37	Rb	Rubidium	Métal alcalin	[Kr] 5s¹
38	Sr	Strontium	Métal alcalino-terreux	[Kr] 5s²
39	Y	Yttrium	Métal de transition	[Kr] 5s² 4d¹
40	Zr	Zirconium	Métal de transition	[Kr] 5s² 4d²
41	Nb	Niobium	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁴
42	Mo	Molybdène	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁵
43	Tc	Technétium	Métal de transition	[Kr] 5s² 4d⁵
44	Ru	Ruthénium	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁷
45	Rh	Rhodium	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d⁸
46	Pd	Palladium	Métal de transition	[Kr] 4d¹⁰
47	Ag	Argent	Métal de transition	[Kr] 5s¹ 4d¹⁰
48	Cd	Cadmium	Métal pauvre	[Kr] 5s² 4d¹⁰
49	In	Indium	Métal pauvre	[Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p¹
50	Sn	Étain	Métal pauvre	[Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p²
51	Sb	Antimoine	Métalloïde	[Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p³
52	Te	Tellure	Métalloïde	[Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁴
53	I	Iode	Halogène	[Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁵
54	Xe	Xénon	Gaz noble	[Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁶
55	Cs	Césium	Métal alcalin	[Xe] 6s¹
56	Ba	Baryum	Métal alcalino-terreux	[Xe] 6s²
57	La	Lanthane	Lanthanide	[Xe] 6s² 5d¹
58	Ce	Cérium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹ 5d¹
59	Pr	Praséodyme	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f³
60	Nd	Néodyme	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f⁴
61	Pm	Prométhium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f⁵
62	Sm	Samarium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f⁶
63	Eu	Europium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f⁷
64	Gd	Gadolinium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f⁷ 5d¹
65	Tb	Terbium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f⁹
66	Dy	Dysprosium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹⁰
67	Ho	Holmium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹¹
68	Er	Erbium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹²
69	Tm	Thulium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹³
70	Yb	Ytterbium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹⁴
71	Lu	Lutécium	Lanthanide	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹
72	Hf	Hafnium	Métal de transition	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d²
73	Ta	Tantale	Métal de transition	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d³
74	W	Tungstène	Métal de transition	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁴
75	Re	Rhénium	Métal de transition	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁵
76	Os	Osmium	Métal de transition	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁶
77	Ir	Iridium	Métal de transition	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁷
78	Pt	Platine	Métal de transition	[Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d⁹
79	Au	Or	Métal de transition	[Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d¹⁰
80	Hg	Mercure	Métal pauvre	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰
81	Tl	Thallium	Métal pauvre	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p¹
82	Pb	Plomb	Métal pauvre	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p²
83	Bi	Bismuth	Métal pauvre	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p³
84	Po	Polonium	Métal pauvre	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁴
85	At	Astate	Métalloïde	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁵
86	Rn	Radon	Gaz noble	[Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶
87	Fr	Francium	Métal alcalin	[Rn] 7s¹
88	Ra	Radium	Métal alcalino-terreux	[Rn] 7s²
89	Ac	Actinium	Actinide	[Rn] 7s² 6d¹
90	Th	Thorium	Actinide	[Rn] 7s² 6d²
91	Pa	Protactinium	Actinide	[Rn] 7s² 5f² 6d¹
92	U	Uranium	Actinide	[Rn] 7s² 5f³ 6d¹
93	Np	Neptunium	Actinide	[Rn] 7s² 5f⁴ 6d¹
94	Pu	Plutonium	Actinide	[Rn] 7s² 5f⁶
95	Am	Américium	Actinide	[Rn] 7s² 5f⁷
96	Cm	Curium	Actinide	[Rn] 7s² 5f⁷ 6d¹
97	Bk	Berkélium	Actinide	[Rn] 7s² 5f⁹
98	Cf	Californium	Actinide	[Rn] 7s² 5f¹⁰
99	Es	Einsteinium	Actinide	[Rn] 7s² 5f¹¹
100	Fm	Fermium	Actinide	[Rn] 7s² 5f¹²
101	Md	Mendélévium	Actinide	[Rn] 7s² 5f¹³
102	No	Nobélium	Actinide	[Rn] 7s² 5f¹⁴
103	Lr	Lawrencium	Actinide	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 7p¹
104	Rf	Rutherfordium	Métal de transition	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d²
105	Db	Dubnium	Métal de transition	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d³
106	Sg	Seaborgium	Métal de transition	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d⁴
107	Bh	Bohrium	Métal de transition	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d⁵
108	Hs	Hassium	Métal de transition	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d⁶
109	Mt	Meitnerium	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d⁷
110	Ds	Darmstadtium	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d⁸
111	Rg	Roentgenium	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d⁹
112	Cn	Copernicium	Métal de transition	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰
113	Nh	Nihonium	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p¹
114	Fl	Flérovium	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p²
115	Mc	Moscovium	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p³
116	Lv	Livermorium	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁴
117	Ts	Tennesse	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁵
118	Og	Oganesson	Indéterminée	[Rn] 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

Application aux molécules

Articles détaillés : orbitale moléculaire et chimie numérique.

Dans le cas des molécules, le calcul des orbitales moléculaires est plus complexe que dans le cas des atomes isolés. Plusieurs méthodes permettent d'établir ces orbitales, comme la combinaison linéaire d'orbitales atomiques, utilisées en chimie numérique pour calculer les structures et les propriétés des espèces chimiques à l'aide d'outils informatiques modélisant les lois de la chimie théorique.

La notation de la configuration électronique d'une molécule repose sur les symétries moléculaires $σ$ , $π$ , $δ$ et $φ$ , correspondant à celles des orbitales atomiques s, p, d et f. On parle ainsi de liaison $σ$ , liaison $π$ , liaison $δ$ et liaison $φ$ . Dans le cas des molécules centrosymétriques, un indice g ou u indique la parité de la liaison, de l'allemand gerade « pair » et ungerade « impair ». Le nombre d'électrons de l'orbitale moléculaire ainsi définie est indiqué en exposant.

Dans le cas de la molécule d'oxygène O₂, la configuration électronique peut être écrite indifféremment 1 $σ$ 2
g 1 $σ$ 2
u 2 $σ$ 2
g 2 $σ$ 2
u 3 $σ$ 2
g 1 $π$ 4
u 1 $π$ 2
g^[6]^,^[7] ou 1 $σ$ 2
g 1 $σ$ 2
u 2 $σ$ 2
g 2 $σ$ 2
u 1 $π$ 4
u 3 $σ$ 2
g 1 $π$ 2
g^[1].

Une autre représentation, employée pour les molécules diatomiques, fait intervenir le terme moléculaire noté 2 $S$ +1Λ(+/−)
Ω,(g/u), où $S$ est le spin total, Λ la projection du moment cinétique orbital sur l'axe internucléaire (représentée par Σ, Π, Δ et Φ pour Λ valant 0, 1, 2 et 3), Ω la projection du moment cinétique total sur l'axe internucléaire, g/u l'indication d'une symétrie paire/impaire, et +/− la symétrie de réflexion autour d'un plan arbitraire contenant l'axe internucléaire.

Dans le cas de la molécule d'oxygène O₂, les termes sont 3Σ
g, 1Δ
g et 1Σ+
g.

Application aux cristaux

Dans un solide, les états électroniques deviennent très nombreux. Ils cessent d'être discrets, et se mélangent en une étendue continue d'états possibles, comme la bande de valence ou la bande de conduction. La notion de configuration électronique cesse d'être pertinente, et laisse la place à la théorie des bandes.

Notes et références

(en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Electron configuration » (voir la liste des auteurs).

Notes

↑ Les couches O, P et Q ( $n$ = 5, 6 et 7) ne sont jamais totalement remplies. L'oganesson par exemple, l'élément connu de numéro atomique le plus élevé ( $Z$ = 118), ne comporte que 32 électrons sur la couche O, 18 sur la couche P et 8 sur la couche Q.
↑ Le cas du nickel est ambigu car il présente deux configurations électroniques d'énergies suffisamment proches pour se recouvrir : l'énergie la plus faible de la configuration régulière [Ar] 3d⁸ 4s² est inférieure à l'énergie la plus faible de la configuration irrégulière [Ar] 3d⁹ 4s¹, de sorte qu'elle est souvent retenue dans les manuels, d'autant qu'elle est étayée par les données expérimentales ; c'est cependant la configuration irrégulière qui présente l'énergie moyenne la plus faible des deux, de sorte qu'elle est également retenue pour les calculs sur le nickel.

Références

↑ ^{a et b} (en) « configuration (electronic) », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology [« Gold Book »], Oxford, Blackwell Scientific Publications, 1997, version corrigée en ligne : (2019-), 2^e éd. (ISBN 0-9678550-9-8)
↑ (en) « Pauli exclusion principle », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology [« Gold Book »], Oxford, Blackwell Scientific Publications, 1997, version corrigée en ligne : (2019-), 2^e éd. (ISBN 0-9678550-9-8)
↑ (de) Erwin Madelung, Mathematische Hilfsmittel des Physikers, 1936, Springer, Berlin.
↑ (en) D. Pan Wong, « Theoretical justification of Madelung's rule », Journal of Chemical Education, vol. 56, n^o 11,‎ novembre 1979, p. 714 (DOI 10.1021/ed056p714, Bibcode 1979JChEd..56..714W, lire en ligne)
↑ (en) CRC Handbook of Chemistry and Physics, section 1 : Basic Constants, Units, and Conversion Factors, sous-section : Electron Configuration of Neutral Atoms in the Ground State, 84^e édition en ligne, CRC Press, Boca Raton, Floride, 2003.
↑ (en) I. N. Levine, Quantum Chemistry, 4^e édition,Prentice Hall, 1991, p. 376. (ISBN 0-205-12770-3)
↑ (en) G. L. Miessler et D. A. Tarr, Inorganic Chemistry 2^e édition, Prentice Hall, 1999, p. 118. (ISBN 0-13-841891-8)

Voir aussi

Articles connexes

Configuration électronique par élément chimique

Liens externes

Orbitales atomiques : Changez n, l, m et cliquez "plot" (java 1.5 requis)

[3] Les couches O, P et Q ( $n$ = 5, 6 et 7) ne sont jamais totalement remplies. L'oganesson par exemple, l'élément connu de numéro atomique le plus élevé ( $Z$ = 118), ne comporte que 32 électrons sur la couche O, 18 sur la couche P et 8 sur la couche Q.

[7] Le cas du nickel est ambigu car il présente deux configurations électroniques d'énergies suffisamment proches pour se recouvrir : l'énergie la plus faible de la configuration régulière [Ar] 3d⁸ 4s² est inférieure à l'énergie la plus faible de la configuration irrégulière [Ar] 3d⁹ 4s¹, de sorte qu'elle est souvent retenue dans les manuels, d'autant qu'elle est étayée par les données expérimentales ; c'est cependant la configuration irrégulière qui présente l'énergie moyenne la plus faible des deux, de sorte qu'elle est également retenue pour les calculs sur le nickel.

[C01248-1] {a et b} (en) « configuration (electronic) », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology [« Gold Book »], Oxford, Blackwell Scientific Publications, 1997, version corrigée en ligne : (2019-), 2^e éd. (ISBN 0-9678550-9-8)

[PT07089-2] (en) « Pauli exclusion principle », IUPAC, Compendium of Chemical Terminology [« Gold Book »], Oxford, Blackwell Scientific Publications, 1997, version corrigée en ligne : (2019-), 2^e éd. (ISBN 0-9678550-9-8)

[Madelung1936-4] (de) Erwin Madelung, Mathematische Hilfsmittel des Physikers, 1936, Springer, Berlin.

[10.1021/ed056p714-5] (en) D. Pan Wong, « Theoretical justification of Madelung's rule », Journal of Chemical Education, vol. 56, n^o 11,‎ novembre 1979, p. 714 (DOI 10.1021/ed056p714, Bibcode 1979JChEd..56..714W, lire en ligne)

[CRC_Handbook-6] (en) CRC Handbook of Chemistry and Physics, section 1 : Basic Constants, Units, and Conversion Factors, sous-section : Electron Configuration of Neutral Atoms in the Ground State, 84^e édition en ligne, CRC Press, Boca Raton, Floride, 2003.

[0-205-12770-3-8] (en) I. N. Levine, Quantum Chemistry, 4^e édition,Prentice Hall, 1991, p. 376. (ISBN 0-205-12770-3)

[0-13-841891-8-9] (en) G. L. Miessler et D. A. Tarr, Inorganic Chemistry 2^e édition, Prentice Hall, 1999, p. 118. (ISBN 0-13-841891-8)

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v · m Configuration électronique
Remplissage des orbitales atomiques	Principe d'exclusion de Pauli Règle de Hund Règle de Klechkowski
Appariement des électrons	Paire de Lewis Électron célibataire
Position des électrons	Électron de valence Électron de cœur
Couche de valence	Règle du duet Règle de l'octet Règle des 18 électrons