Structure électronique des atomes et des ions

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 S^2-

– 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.