Meilleure réponse
POUR QUELQUUN AYANT DES PROBLÈMES À COMPRENDRE LE CONCEPT DE CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE –
Prenons lexemple du vanadium (V) (le chrome est un peu plus compliqué donc je lexpliquerai plus tard). Nous devons dabord vérifier le numéro atomique de V, qui est 23. Comme V est un atome dans ce cas (et non un ion), cest le nombre délectrons dans V.
Ensuite, nous suivons le ordre dans le tableau ci-dessous (qui est très facile à construire au cas où vous seriez confus à lavenir (lien ci-dessous)) –
Comme vous lavez peut-être remarqué que lordre ne suit pas une logique simple (3d vient après 4s, 4d vient après 5s etc.), il est donc très important dapprendre à construire le tableau ci-dessus en ce qui concerne la configuration électronique.
Une clé importante est dapprendre le nombre maximum délectrons quune sous-couche particulière (s, p, d, f) peut contenir –
Nous commençons avec la sous-couche s qui contient 2 électrons,
le sous-shell p peut contenir 4 de plus que cela, cest-à-dire. 2 + 4 = 6 électrons,
la sous-couche d peut contenir 4 de plus que cela, cest-à-dire. 6 + 4 = 10 électrons, et
la f-sous-couche peut contenir 4 de plus que cela. 10 + 4 = 14 électrons.
Comme vous devez avoir remarqué quaprès la sous-couche s, toutes les sous-couches ont 4 électrons de plus que la sous-couche précédente.
Dans le cas de Vandium
Premièrement, 2 électrons remplissent la sous-couche 1s. Nous restons maintenant avec 23–2 = 21 électrons
Ensuite, 2 électrons remplissent la sous-couche 2s. Nous restons maintenant avec 21–2 = 19 électrons
Ensuite, 6 électrons remplissent la sous-couche 2p. Nous restons maintenant avec 19–6 = 13 électrons
Ensuite, 2 électrons remplissent la sous-couche 3s. Nous restons maintenant avec 13–2 = 11 électrons
Ensuite, 6 électrons remplissent la sous-couche 3p. Nous restons maintenant avec 11–6 = 5 électrons
Ensuite, 2 électrons remplissent la sous-couche 4s. Nous restons maintenant avec 5–2 = 3 électrons
Enfin, les 3 derniers électrons remplissent partiellement la sous-couche 3d.
La façon dont nous écrivons ceci est: 1ère sous-couche ^ {nombre délectrons dans la sous-couche} 2ème sous-couche ^ {nombre délectrons dans la sous-couche} …
Par conséquent, pour V, le la configuration électronique est logiquement: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 3
Une manière plus simple dexprimer cela est de remplacer une partie de la configuration électronique qui correspond à un gaz rare par [symbole du gaz rare]. Comme dans ce cas, 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 est la configuration électronique de lArgon (Ar), donc la structure électronique de V peut sécrire:
[Ar ] 4s ^ 2 3d ^ 3
Si le concept de configuration électronique nest toujours pas clair, regardez cette vidéo Bozeman Science qui explique comment écrire des configurations électroniques, nous indique comment créer le tableau ci-dessus et peut dissiper tout autre doute que vous pourriez avoir sur les bases de ce sujet.
RÉPONSE À VOTRE PROBLÈME –
Selon la méthode ci-dessus, la configuration électronique de Cr devrait être : 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 4 ou [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 4 MAIS est à la place: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 3d ^ 5 ou [Ar] 4s ^ 1 3d ^ 5 et viole donc le principe dAufbau, qui stipule que les électrons en orbite autour dun ou plusieurs atomes remplissent les niveaux dénergie disponibles les plus bas (sous-couches ) avant de remplir les niveaux supérieurs.
Pour comprendre et pourquoi cela se produit, il est important de comprendre quune sous-coque qui est exactement à moitié remplie est plus stable quune sous-coque partiellement remplie qui nest pas à moitié pleine. Un électron passe de la sous-couche 4s à 1/2 remplit la sous-couche 3D, ce qui donne à latome une plus grande stabilité, donc le changement est favorable.
Il est important de comprendre quil sagit dune exception anormale au principe dAufbau . Le tungstène (W) a la même valence que le chrome, mais contrairement au Cr, W suit le principe Aufbau. Un autre métal qui ne suit pas ce principe est le cuivre (Cu), qui a une configuration électronique de: [Ar] 4s ^ 1 3d ^ {10}, au lieu de [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 9 (pour remplir lorbitale d ; les sous-couches complètement remplies sont plus stables que les sous-niveaux partiellement remplis).
Réponse
La réponse courte est quil existe un ensemble complexe dinteractions entre les électrons et le noyau ainsi quentre les électrons eux-mêmes. Cest ce qui produit finalement une configuration électronique.
En procédant le long des éléments, le motif dans les configurations électroniques ressemble alors à une trajectoire de vol. Il peut y avoir un peu de turbulence en cours de route, mais après chaque bosse ou deux, la trajectoire de vol revient à la normale.
Certaines des bosses sont causées par le fait que dans les blocs d et f, plein ou les sous-coquilles à moitié remplies deviennent attrayantes, à tel point quil peut y avoir un peu de course indigne pour arriver à de telles configurations. Ainsi, le chrome, par exemple, aime prendre de lavance et adopter une configuration 3d5 4s1 plutôt que la 3d4 s2 attendue. Les effets relativistes peuvent jouer un rôle. Ainsi Lr est 7p1 7s2 plutôt que les 5d1 6s2 attendus.
Les points importants sont:
- Les configurations délectrons sont pour des atomes à létat fondamental neutre, isolé. Combien de chimistes travaillent avec des atomes isolés? Bien sûr, quelques spectroscopistes en phase gazeuse le font, mais presque toutes les expériences de chimie générale sont effectuées dans une solution aqueuse. Presque toute la chimie industrielle se fait en phases condensées. Presque toute la chimie organique se fait en solution. Voir: Pourquoi enseigner la configuration électronique des éléments que nous faisons?
- Étant donné que les ions sont plus importants que les atomes gazeux isolés pour presque tous les atomes et que les ions importants nont pas de configuration électronique anormale, il y a peu de raisons de sinquiéter des configurations électroniques anormales des atomes. Vous feriez mieux de vous concentrer sur les configurations électroniques «caractéristiques» sans anomalies dans l’occupation des orbitales d et s dans les éléments de transition ou des orbitales d, s et f dans les éléments de transition internes. Voir: Wulfsberg G 2000, Inorganic Chemistry, University Science Books, Sausalito, Californie, p. 3.
Par exemple, considérons les configurations électroniques des cations trivalents des lanthanides:
+4 +2 | +4 +2
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd | Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
½f ½f | f f
f1 f2 f3 f4 F5 f6 f7 | f8 f9 10 11 12 13 14
Aucune irrégularité! Ici:
½f = Eu + 2 (4f7) aime émuler Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) aime émuler Lu + 3 (4f14) )
Ensuite il y a Ce + 4 (f0), qui aime atteindre le noyau vide de son ancêtre de lanthanide à savoir La + 3 (f0); et Tb + 4 (f7) atteignant la même configuration à moitié remplie que Gd + 3 (f7).
Voir: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moscou (en russe), p. 118)