Structure électronique des atomes et des ions

Structure électronique
  1. Ecrire la structure électronique d’un atome des périodes 1 à 3
  2. Ecrire la structure électronique des atomes des périodes 4 à 7
  3. Liste des structures électroniques des atomes
  4. Ecrire la structure électronique d’un ion
  5. Liste des structures électroniques des ions des trois premières périodes

Ecrire la structure électronique d’un atome des périodes 1 à 3

La structure électronique indique la répartition des électrons dans les différentes couches, elle est écrite en respectant les règles suivantes:

  • Chaque couche occupée par des électrons est notée en utilisant sa lettre K, L, M etc
  • Les couches occupées sont indiquées dans l’ordre d’éloignement au noyau (ce qui correspond aussi à un ordre alphabétique).
  • Chaque couche est notée entre parenthèse avec le nombre d’électrons en exposant (il arrive que les parenthèses soient omises).

En pratique, pour déterminer la structure électronique d’un atome on procède de la manière suivante:

  • Trouver le nombre d’électrons de l’atome (il suffit de chercher dans le tableau périodique des éléments son numéro atomique qui coïncide avec le nombre d’électrons)
  • Ces électrons se répartissent dans les couches en respectant une règle simple, ils occupent d’abord les couches les plus basses et se placent donc d’abord dans la couche K. Si cette dernière a un seul électron on la note (K)1 et si elle est pleine on la note (K)2.
  • Dans le cas où l’atome possède plus de deux électrons alors les suivants occupent la couche L qui est noté à la suite de (K)2 avec son nombre d’électrons (au maximum 8).
  • Si l’atome possède plus de 10 électrons (2 + 8) alors les électrons qui restent sont indiqués dans la couche M
    et ainsi de suite jusqu’à ce que tous les électrons soient associés à une couche.

Exemple 1: l’atome de bore

Son numéro atomique Z = 5 donc il possède un total de 5 électrons
Les deux premiers électrons occupent la couche K qui se note (K)2
Il reste alors 3 électrons qui occupent la couche L notée (L)3
La structure électronique de l’atome de bore est donc : (K)2(L)3
Remarque: sa couche externe est L.

Exemple 2: l’atome de soufre

Son numéro atomique est Z = 16 donc il a 16 électrons
Les deux premiers sont sur la couche K notée (K)2
Il en reste 14, donc les 8 suivants sont sur la couche L notée (L)8
Il reste 6 électrons qui sont donc sur la couche M notée (M)6
Par conséquent on obtient une structure électronique qui se note (K)2(L)8(M)6
Remarque: sa couche externe est M.

Ecrire la structure électronique des atomes des périodes 4 à 7

Le remplissage de ces couches suit le même principe que les périodes (lignes) 1 à 3 du tableau périodique, à savoir que les électrons occupent d’abord les niveaux d’énergie les plus faibles en priorité. Cependant, à partir de la quatrième période il est nécessaire de tenir d’une autre particularité des couches électroniques: elles de subdivisent en sous-couches possédant chacune son propre niveau d’énergie et il arrive que l’une des sous-couche d’une couche donnée ait une énergie supérieure à l’une des sous-couches de la couche supérieure par conséquent le remplissage ne se fait plus nécessairement par des couches les plus basses vers les couches les plus haute. Il devient alors plus pertinent de décrire la répartition électronique en écrivant la configuration électronique (qui détaille la répartition sur les sous-couches) et non plus la structure électronique.

Liste des structures électroniques des atomes

Atome Z Structure électronique
Hydrogen 1 (K)1
Helium 2 (K)2
Lithium 3 (K)2(L)1
Beryllium 4 (K)2(L)2
Bore 5 (K)2(L)3
Carbone 6 (K)2(L)4
Azote 7 (K)2(L)5
Oxygene 8 (K)2(L)6
Fluor 9 (K)2(L)7
Neon 10 (K)2(L)8
Sodium 11 (K)2(L)8 (M)1
Magnesium 12 (K)2(L)8 (M)2
Aluminium 13 (K)2(L)8 (M)3
Silicon e 14 (K)2(L)8 (M)4
Phosphore 15 (K)2(L)8 (M)5
Soufre 16 (K)2(L)8 (M)6
Chlore 17 (K)2(L)8 (M)7
Argon 18 (K)2(L)8 (M)8
Potassium 19 (K)2(L)8 (M)8(N)1
Calcium 20 (K)2(L)8 (M)8(N)2
Scandium 21 (K)2(L)8 (M)9(N)2
Titanium 22 (K)2(L)8 (M)10(N)2
Vanadium 23 (K)2(L)8 (M)11(N)2
Chrome 24 (K)2(L)8 (M)13(N)1
Manganese 25 (K)2(L)8 (M)13(N)2
Fer 26 (K)2(L)8 (M)14(N)2
Cobalt 27 (K)2(L)8 (M)15(N)2
Nickel 28 (K)2(L)8 (M)16(N)2
Cuivre 29 (K)2(L)8 (M)18(N)1
Zinc 30 (K)2(L)8 (M)18(N)2
Gallium 31 (K)2(L)8 (M)18(N)3
Germanium 32 (K)2(L)8 (M)18(N)4
Arsenic 33 (K)2(L)8 (M)18(N)5
Selenium 34 (K)2(L)8 (M)18(N)6
Brome 35 (K)2(L)8 (M)18(N)7
Krypton 36 (K)2(L)8 (M)18(N)8
Rubidium 37 (K)2(L)8 (M)18(N)8(O)1
Strontium 38 (K)2(L)8 (M)18(N)8(O)2
Yttrium 39 (K)2(L)8 (M)18(N)9(O)2
Zirconium 40 (K)2(L)8 (M)18(N)10(O)2
Niobium 41 (K)2(L)8 (M)18(N)12(O)1
Molybdène 42 (K)2(L)8 (M)18(N)13(O)1
Technetium 43 (K)2(L)8 (M)18(N)13(O)2
Ruthenium 44 (K)2(L)8 (M)18(N)15(O)1
Rhodium 45 (K)2(L)8 (M)18(N)16(O)1
Palladium 46 (K)2(L)8 (M)18(N)18
Argent 47 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)1
Cadmium 48 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)2
Indium 49 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)3
Etain 50 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)4
Antimoine 51 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)5
Tellure 52 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)6
Iode 53 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)7
Xenon 54 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)8
Caesium 55 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)8(P)1
Barium 56 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)8(P)2
Lanthanum 57 (K)2(L)8 (M)18(N)18(O)9(P)2
Cerium 58 (K)2(L)8 (M)18(N)19(O)9(P)2
Praseodyme 59 (K)2(L)8 (M)18(N)21(O)8(P)2
Neodyme 60 (K)2(L)8 (M)18(N)22(O)8(P)2
Promethium 61 (K)2(L)8 (M)18(N)23(O)8(P)2
Samarium 62 (K)2(L)8 (M)18(N)24(O)8(P)2
Europium 63 (K)2(L)8 (M)18(N)25(O)8(P)2
Gadolinium 64 (K)2(L)8 (M)18(N)25(O)9(P)2
Terbium 65 (K)2(L)8 (M)18(N)27(O)8(P)2
Dysprosium 66 (K)2(L)8 (M)18(N)28(O)8(P)2
Holmium 67 (K)2(L)8 (M)18(N)29(O)8(P)2
Erbium 68 (K)2(L)8 (M)18(N)30(O)8(P)2
Thulium 69 (K)2(L)8 (M)18(N)31(O)8(P)2
Ytterbium 70 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)8(P)2
Lutetium 71 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)9(P)2
Hafnium 72 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)10(P)2
Tantale 73 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)11(P)2
Tungsten 74 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)12(P)2
Rhenium 75 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)13(P)2
Osmium 76 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)14(P)2
Iridium 77 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)15(P)2
Platine 78 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)17(P)1
Or 79 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)1
Mercure 80 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)2
Thallium 81 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)3
Plomb 82 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)4
Bismuth 83 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)5
Polonium 84 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)6
Astate 85 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)7
Radon 86 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)8
Francium 87 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)8(Q)1
Radium 88 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)8(Q)2
Actinium 89 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)9(Q)2
Thorium 90 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)18(P)10(Q)2
Protactinium 91 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)20(P)9(Q)2
Uranium 92 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)21(P)9(Q)2
Neptunium 93 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)22(P)9(Q)2
Plutonium 94 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)24(P)8(Q)2
Americium 95 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)25(P)8(Q)2
Curium 96 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)25(P)9(Q)2
Berkelium 97 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)27(P)8(Q)2
Californium 98 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)28(P)8(Q)2
Einsteinium 99 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)29(P)8(Q)2
Fermium 100 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)30(P)8(Q)2
Mendelevium 101 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)31(P)8(Q)2
Nobelium 102 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)8(Q)2
Lawrencium 103 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)8(Q)3
Rutherfordium 104 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)10(Q)2
Dubnium 105 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)11(Q)2
Seaborgium 106 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)12(Q)2
Bohrium 107 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)13(Q)2
Hassium 108 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)14(Q)2
Meitnerium 109 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)15(Q)2
Darmstadtium 110 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)16(Q)2
Roentgenium 111 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)17(Q)2
Copernicium 112 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)18(Q)2
Nihonium 113 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)18(Q)3
Flerovium 114 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)18(Q)4
Moscovium 115 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)18(Q)5
Livermorium 116 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)18(Q)6
Tennessine 117 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)18(Q)7
Oganesson 118 (K)2(L)8 (M)18(N)32(O)32(P)18(Q)8

Ecrire la structure électronique d’un ion monoatomique dans son état stable

Par définition un ion monoatomique est une espèce chimique ayant soit un défaut d’électron par rapport à l’atome correspond (dans ce cas c’est un cation chargé positivement) soit un excès d’électrons (dans ce cas c’est un anion chargé négativement). Pour écrire la structure électronique d’un ion il suffit donc de déterminer le nombre d’électron dont il dispose:

  • Chercher le numéro atomique de l’élément correspondant dans le tableau périodique qui correspond au nombre d’électrons de la forme atomique.
  • Utiliser la formule chimique pour déterminer la différence d’électron par rapport à la forme atomique. Un ion portant une seule charge positive possède un électron de moins que l’atome, un ion avec deux charges positive a deux électrons de moins, un ions qui porte une charge négative dispose d’un électron supplémentaire par rapport à l’atome, un ion avec deux charges négative a deux électrons de moins etc.
  • Appliquer ensuite la même méthode que pour déterminer la structure électronique d’un atome.

Remarque: les ions stables existant pour chaque élément peuvent être prévu grace à la règle du duet et de l’octet.

Exemple 1, l’ion sodium Na+

– L’élément sodium a pour numéro atomique Z =11 par conséquent l’atome de sodium a 11 électrons
– L’ion sodium porte une charge positive donc il a un électron de moins que l’atome soit 11-1 = 10 électrons.
– Les deux premiers électrons occuppent la couche K
– Les huit suivant sont sur la couche L
– La structure électronique de l’ion sodium est donc (K)2(L)8

Exemple 2, l’ion sulfure de formule S2-

– L’élément soufre a pour numéro atomique Z =16 par conséquent l’atome de soufre a 16 électrons
– L’ion sulfure porte deux charge négatives donc il a deux électrons de plus que l’atome soit 16+2 = 18 électrons.
– Les deux premiers électrons occupent la couche K
– Les huit suivants sont sur la couche L
– Les 8 derniers sont sur la couche M
– La structure électronique de l’ion sodium est donc (K)2(L)8 (M)8

Liste des structures électroniques des ions des trois premières périodes

Ion Z Structure électroniques
Hydrogène H+ 1 (K)0
Hydrure H 1 (K)2(L)2
Lithium Li+ 3 (K)2
Béryllium Be2+ 4 (K)2
Oxyde O2- 8 (K)2(L)8
Fluorure F 9 (K)2(L)8
Sodium Na+ 11 (K)2(L)8
Magnésium Mg2+ 12 (K)2(L)8
Aluminium Al3+ 13 (K)2(L)8
Silicium Si4+ 14 (K)2(L)8
Phospure P3- 15 (K)2(L)8 (M)8
Sulfure S2- 16 (K)2(L)8 (M)8
Chlorure Cl 17 (K)2(L)8 (M)8

Remarque certains de ces ions (hydrure, silicium, phosphure…) n’existent pas en solution aqueuse (il n’y sont pas stables) mais peuvent être présent dans des solide ioniques.

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