Qu'est-ce que la Configuration Électronique ?
La configuration électronique décrit comment les électrons sont distribués parmi les orbitales d'un atome. Elle détermine les propriétés chimiques, la réactivité et le comportement de liaison d'un élément. Par exemple, la configuration du carbone est $1s^2\, 2s^2\, 2p^2$, ce qui signifie qu'il a 2 électrons dans l'orbitale 1s, 2 dans 2s et 2 dans 2p.
Comment Calculer la Configuration Électronique
Suivez ces étapes pour déterminer la configuration électronique de tout élément :
Le numéro atomique (Z) vous indique combien d'électrons se trouvent dans un atome neutre. Par exemple, le fer a Z = 26, donc il a 26 électrons.
Les électrons remplissent les orbitales de la plus basse à la plus haute énergie. Utilisez le diagramme ci-dessous pour mémoriser l'ordre :
Suivez les flèches diagonales de haut-droite à bas-gauche
La séquence de remplissage est : 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
Chaque sous-couche a une capacité maximale :
| Sous-couche | Nombre d'Orbitales | Maximum d'Électrons |
|---|---|---|
| s | 1 | 2 |
| p | 3 | 6 |
| d | 5 | 10 |
| f | 7 | 14 |
Écrivez chaque sous-couche avec son nombre d'électrons en exposant. Par exemple, l'oxygène (Z = 8) a la configuration $1s^2\, 2s^2\, 2p^4$.
Le calcul manuel fonctionne pour les éléments simples, mais il devient complexe pour les métaux de transition et les ions. Utilisez notre calculatrice ci-dessus pour obtenir des résultats instantanés et précis pour tout élément ou ion, y compris toutes les exceptions !
Exemples Détaillés
Exemple 1 : Carbone (Z = 6)
Le carbone a 6 électrons. En suivant les étapes :
- Numéro atomique : Z = 6, donc 6 électrons
- Remplir dans l'ordre : 1s (2 électrons) → 2s (2 électrons) → 2p (2 électrons)
- Écrire la configuration : $1s^2\, 2s^2\, 2p^2$
Exemple 2 : Fer (Z = 26)
Le fer a 26 électrons :
- Remplir les orbitales : 1s² (2) → 2s² (4) → 2p⁶ (10) → 3s² (12) → 3p⁶ (18) → 4s² (20) → 3d⁶ (26)
- Configuration complète : $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$
- Notation de gaz noble : $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
Comment Fonctionne Cette Calculatrice de Configuration Électronique
La calculatrice automatise tout le processus :
- Sélectionnez n'importe quel élément dans le menu déroulant ou cliquez sur le tableau périodique interactif
- Choisissez la charge pour les atomes neutres ou les ions (cations et anions de -5 à +5)
- Obtenez des résultats instantanés incluant la configuration électronique complète, la notation de gaz noble, la distribution des couches et les propriétés magnétiques
- Gestion automatique des exceptions pour des éléments comme le chrome, le cuivre, le molybdène, l'argent, l'or et le palladium
Parfait pour les étudiants qui vérifient leurs devoirs, les professeurs qui préparent des cours, ou les chimistes qui ont besoin de données de référence rapides.
Notation de Gaz Noble : La Méthode Abrégée
La notation de gaz noble utilise le symbole du gaz noble précédent entre crochets pour représenter les électrons de cœur. Cette forme abrégée met en évidence uniquement les électrons de valence impliqués dans la liaison chimique.
Exemple : Fer (Fe)
Configuration complète : $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$
Gaz noble précédent : L'argon (Ar) a la configuration $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6$
Notation de gaz noble : $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
Exemple : Or (Au)
Configuration complète : $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^6\, 5s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6s^1$
Gaz noble précédent : Xénon (Xe)
Notation de gaz noble : $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$
Configuration Électronique des Ions (Cations et Anions)
Lorsque les atomes gagnent ou perdent des électrons pour former des ions, leurs configurations électroniques changent. La règle clé : pour les métaux de transition, retirez les électrons 4s avant les électrons 3d lors de la formation de cations.
Les étudiants retirent souvent les électrons de 3d avant ceux de 4s lors de la formation de cations. C'est incorrect ! Même si 4s se remplit en premier, il a une énergie plus élevée une fois que 3d commence à se remplir, donc les électrons 4s sont retirés en premier.
Exemple 1 : Ion Fer(II) (Fe²⁺)
Fe neutre : $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
Retirer 2 électrons : Retirer de 4s d'abord (pas de 3d !)
Configuration de Fe²⁺ : $[\text{Ar}]\, 3d^6$
Exemple 2 : Ion Chlorure (Cl⁻)
Cl neutre : $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^5$
Ajouter 1 électron : Ajouter à l'orbitale 3p
Configuration de Cl⁻ : $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^6$ (identique à l'argon)
Exceptions au Principe de Aufbau
Plusieurs éléments ont des configurations électroniques qui dévient de l'ordre de Aufbau prédit. Ces exceptions se produisent parce que les sous-couches à demi-remplies ($d^5$, $f^7$) et complètement remplies ($d^{10}$, $f^{14}$) ont une stabilité supplémentaire due à l'énergie d'échange et à la distribution symétrique des électrons.
| Élément | Z | Configuration Attendue | Configuration Réelle |
|---|---|---|---|
| Chrome | 24 | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^4$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^5$ |
| Cuivre | 29 | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^9$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^{10}$ |
| Molybdène | 42 | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^4$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^5$ |
| Argent | 47 | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^9$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^{10}$ |
| Or | 79 | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^9$ | $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ |
| Palladium | 46 | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^8$ | $[\text{Kr}]\, 4d^{10}$ |
Pourquoi le Chrome est $4s^1\, 3d^5$ au Lieu de $4s^2\, 3d^4$
Le chrome promeut un électron 4s vers 3d pour atteindre une sous-couche 3d à demi-remplie ($3d^5$). Cette configuration a une énergie d'échange maximale et une distribution symétrique des électrons, la rendant plus stable que la configuration attendue $4s^2\, 3d^4$.
Comment la Configuration Électronique est Liée au Tableau Périodique
Le tableau périodique est organisé selon la configuration électronique. Chaque bloc correspond à la sous-couche qui se remplit d'électrons.
| Bloc | Sous-couche qui se Remplit | Groupes | Éléments |
|---|---|---|---|
| Bloc s | ns | 1-2 (et He) | Métaux alcalins, alcalino-terreux, H, He |
| Bloc p | np | 13-18 | Groupe du bore jusqu'aux gaz nobles |
| Bloc d | (n-1)d | 3-12 | Métaux de transition |
| Bloc f | (n-2)f | — | Lanthanides et actinides |
Les éléments du même groupe ont des configurations d'électrons de valence similaires, ce qui explique pourquoi ils ont des propriétés chimiques similaires. Par exemple, tous les éléments du Groupe 1 (métaux alcalins) ont un électron de valence dans une orbitale s.
Comprendre les Couches : K, L, M, N
Les électrons sont organisés en couches étiquetées K, L, M, N, O, P et Q, correspondant aux nombres quantiques principaux $n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7$. Chaque couche peut contenir un maximum de $2n^2$ électrons.
| Couche | Nombre Quantique Principal (n) | Maximum d'Électrons ($2n^2$) |
|---|---|---|
| K | 1 | 2 |
| L | 2 | 8 |
| M | 3 | 18 |
| N | 4 | 32 |
| O | 5 | 50 |
| P | 6 | 72 |
| Q | 7 | 98 |
Distribution des Couches pour le Fer (Fe)
Configuration : $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$
Grouper par couche :
- Couche K (n=1) : 1s² = 2 électrons
- Couche L (n=2) : 2s² + 2p⁶ = 8 électrons
- Couche M (n=3) : 3s² + 3p⁶ + 3d⁶ = 14 électrons
- Couche N (n=4) : 4s² = 2 électrons
Distribution des couches : K=2, L=8, M=14, N=2
Éléments Paramagnétiques vs Diamagnétiques
Les propriétés magnétiques d'un élément dépendent de s'il a des électrons non appariés. Vous pouvez déterminer cela directement à partir de la configuration électronique en utilisant la Règle de Hund.
| Propriété | Électrons Non Appariés | Comportement dans un Champ Magnétique | Exemples |
|---|---|---|---|
| Paramagnétique | Un ou plus | Attiré par le champ magnétique | Fe, O, Cu²⁺, Mn²⁺ |
| Diamagnétique | Zéro (tous appariés) | Faiblement repoussé par le champ magnétique | Zn, Ne, Na⁺, Cl⁻ |
Exemple : Le Fer (Fe) est Paramagnétique
Configuration : $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
La sous-couche 3d a 5 orbitales et 6 électrons. Selon la Règle de Hund, 4 électrons occupent des orbitales séparées avec des spins parallèles, et 1 orbitale a une paire. Cela laisse 4 électrons non appariés, rendant le fer fortement paramagnétique.
Exemple : Le Zinc (Zn) est Diamagnétique
Configuration : $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}$
Les sous-couches 4s et 3d sont complètement remplies, ce qui signifie que tous les électrons sont appariés. Le zinc a zéro électron non apparié et est diamagnétique.
Tableau Complet de Configuration Électronique
Ci-dessous se trouve un tableau complet des configurations électroniques pour les 118 éléments connus. Utilisez la calculatrice ci-dessus pour explorer les ions et obtenir des propriétés supplémentaires comme la distribution des couches et le comportement magnétique.
| Z | Symbole | Nom | Configuration Complète | Notation de Gaz Noble |
|---|---|---|---|---|
| 1 | H | Hydrogène | $1s^1$ | $1s^1$ |
| 2 | He | Hélium | $1s^2$ | $1s^2$ |
| 3 | Li | Lithium | $1s^2\, 2s^1$ | $[\text{He}]\, 2s^1$ |
| 4 | Be | Béryllium | $1s^2\, 2s^2$ | $[\text{He}]\, 2s^2$ |
| 5 | B | Bore | $1s^2\, 2s^2\, 2p^1$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^1$ |
| 6 | C | Carbone | $1s^2\, 2s^2\, 2p^2$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^2$ |
| 7 | N | Azote | $1s^2\, 2s^2\, 2p^3$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^3$ |
| 8 | O | Oxygène | $1s^2\, 2s^2\, 2p^4$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^4$ |
| 9 | F | Fluor | $1s^2\, 2s^2\, 2p^5$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^5$ |
| 10 | Ne | Néon | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^6$ |
| 11 | Na | Sodium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^1$ | $[\text{Ne}]\, 3s^1$ |
| 12 | Mg | Magnésium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2$ |
| 13 | Al | Aluminium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^1$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^1$ |
| 14 | Si | Silicium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^2$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^2$ |
| 15 | P | Phosphore | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^3$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^3$ |
| 16 | S | Soufre | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^4$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^4$ |
| 17 | Cl | Chlore | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^5$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^5$ |
| 18 | Ar | Argon | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^6$ |
| 19 | K | Potassium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^1$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1$ |
| 20 | Ca | Calcium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2$ |
| 21 | Sc | Scandium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^1$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^1$ |
| 22 | Ti | Titane | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^2$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^2$ |
| 23 | V | Vanadium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^3$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^3$ |
| 24 | Cr | Chrome | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^1\, 3d^5$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^5$ |
| 25 | Mn | Manganèse | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^5$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^5$ |
| 26 | Fe | Fer | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$ |
| 27 | Co | Cobalt | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^7$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^7$ |
| 28 | Ni | Nickel | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^8$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^8$ |
| 29 | Cu | Cuivre | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^1\, 3d^{10}$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^{10}$ |
| 30 | Zn | Zinc | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}$ |
| 31 | Ga | Gallium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^1$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^1$ |
| 32 | Ge | Germanium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^2$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^2$ |
| 33 | As | Arsenic | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^3$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^3$ |
| 34 | Se | Sélénium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^4$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^4$ |
| 35 | Br | Brome | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^5$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^5$ |
| 36 | Kr | Krypton | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^6$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^6$ |
| 37 | Rb | Rubidium | $[\text{Kr}]\, 5s^1$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1$ |
| 38 | Sr | Strontium | $[\text{Kr}]\, 5s^2$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2$ |
| 39 | Y | Yttrium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^1$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^1$ |
| 40 | Zr | Zirconium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^2$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^2$ |
| 41 | Nb | Niobium | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^4$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^4$ |
| 42 | Mo | Molybdène | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^5$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^5$ |
| 43 | Tc | Technétium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^5$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^5$ |
| 44 | Ru | Ruthénium | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^7$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^7$ |
| 45 | Rh | Rhodium | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^8$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^8$ |
| 46 | Pd | Palladium | $[\text{Kr}]\, 4d^{10}$ | $[\text{Kr}]\, 4d^{10}$ |
| 47 | Ag | Argent | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^{10}$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^{10}$ |
| 48 | Cd | Cadmium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}$ |
| 49 | In | Indium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^1$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^1$ |
| 50 | Sn | Étain | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^2$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^2$ |
| 51 | Sb | Antimoine | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^3$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^3$ |
| 52 | Te | Tellure | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^4$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^4$ |
| 53 | I | Iode | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^5$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^5$ |
| 54 | Xe | Xénon | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^6$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^6$ |
| 55 | Cs | Césium | $[\text{Xe}]\, 6s^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^1$ |
| 56 | Ba | Baryum | $[\text{Xe}]\, 6s^2$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2$ |
| 57 | La | Lanthane | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 5d^1$ |
| 58 | Ce | Cérium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^1\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^1\, 5d^1$ |
| 59 | Pr | Praséodyme | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^3$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^3$ |
| 60 | Nd | Néodyme | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^4$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^4$ |
| 61 | Pm | Prométhium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^5$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^5$ |
| 62 | Sm | Samarium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^6$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^6$ |
| 63 | Eu | Europium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7$ |
| 64 | Gd | Gadolinium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7\, 5d^1$ |
| 65 | Tb | Terbium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^9$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^9$ |
| 66 | Dy | Dysprosium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{10}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{10}$ |
| 67 | Ho | Holmium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{11}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{11}$ |
| 68 | Er | Erbium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{12}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{12}$ |
| 69 | Tm | Thulium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{13}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{13}$ |
| 70 | Yb | Ytterbium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}$ |
| 71 | Lu | Lutécium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^1$ |
| 72 | Hf | Hafnium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^2$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^2$ |
| 73 | Ta | Tantale | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^3$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^3$ |
| 74 | W | Tungstène | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^4$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^4$ |
| 75 | Re | Rhénium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^5$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^5$ |
| 76 | Os | Osmium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^6$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^6$ |
| 77 | Ir | Iridium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^7$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^7$ |
| 78 | Pt | Platine | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^8$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^8$ |
| 79 | Au | Or | $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ |
| 80 | Hg | Mercure | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ |
| 81 | Tl | Thallium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^1$ |
| 82 | Pb | Plomb | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^2$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^2$ |
| 83 | Bi | Bismuth | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^3$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^3$ |
| 84 | Po | Polonium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^4$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^4$ |
| 85 | At | Astate | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^5$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^5$ |
| 86 | Rn | Radon | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^6$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^6$ |
| 87 | Fr | Francium | $[\text{Rn}]\, 7s^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^1$ |
| 88 | Ra | Radium | $[\text{Rn}]\, 7s^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2$ |
| 89 | Ac | Actinium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^1$ |
| 90 | Th | Thorium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^2$ |
| 91 | Pa | Protactinium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^2\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^2\, 6d^1$ |
| 92 | U | Uranium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^3\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^3\, 6d^1$ |
| 93 | Np | Neptunium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^4\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^4\, 6d^1$ |
| 94 | Pu | Plutonium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^6$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^6$ |
| 95 | Am | Américium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7$ |
| 96 | Cm | Curium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7\, 6d^1$ |
| 97 | Bk | Berkélium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^9$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^9$ |
| 98 | Cf | Californium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{10}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{10}$ |
| 99 | Es | Einsteinium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{11}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{11}$ |
| 100 | Fm | Fermium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{12}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{12}$ |
| 101 | Md | Mendélévium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{13}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{13}$ |
| 102 | No | Nobélium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}$ |
| 103 | Lr | Lawrencium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 7p^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 7p^1$ |
| 104 | Rf | Rutherfordium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^2$ |
| 105 | Db | Dubnium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^3$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^3$ |
| 106 | Sg | Seaborgium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^4$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^4$ |
| 107 | Bh | Bohrium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^5$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^5$ |
| 108 | Hs | Hassium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^6$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^6$ |
| 109 | Mt | Meitnérium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^7$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^7$ |
| 110 | Ds | Darmstadtium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^8$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^8$ |
| 111 | Rg | Roentgenium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^9$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^9$ |
| 112 | Cn | Copernicium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}$ |
| 113 | Nh | Nihonium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^1$ |
| 114 | Fl | Flérovium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^2$ |
| 115 | Mc | Moscovium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^3$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^3$ |
| 116 | Lv | Livermorium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^4$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^4$ |
| 117 | Ts | Tennesse | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^5$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^5$ |
| 118 | Og | Oganesson | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^6$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^6$ |
Questions Fréquentes
Comment trouve-t-on la configuration électronique d'un élément ?
Trouvez le numéro atomique de l'élément, qui est égal au nombre d'électrons dans un atome neutre. Ensuite, remplissez les orbitales dans l'ordre de Aufbau (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, etc.) jusqu'à ce que tous les électrons soient placés, en respectant la capacité de chaque sous-couche (s=2, p=6, d=10, f=14). La calculatrice ci-dessus automatise ce processus pour les 118 éléments.
Pourquoi le chrome a-t-il 4s¹ 3d⁵ au lieu de 4s² 3d⁴ ?
Le chrome est une exception au Principe de Aufbau parce qu'une sous-couche 3d à demi-remplie ($3d^5$) a une stabilité supplémentaire due à l'énergie d'échange et à la distribution symétrique des électrons. L'énergie gagnée par cette stabilité surpasse le coût énergétique de la promotion d'un électron de 4s à 3d. Des exceptions similaires se produisent pour le cuivre, le molybdène, l'argent et l'or.
Comment écrit-on la configuration électronique pour les ions ?
Pour les cations (ions positifs), retirez les électrons de la configuration de l'atome neutre, en commençant par le nombre quantique principal $n$ le plus élevé en premier. Pour les métaux de transition, cela signifie retirer les électrons 4s avant les électrons 3d. Pour les anions (ions négatifs), ajoutez des électrons à la prochaine orbitale disponible en suivant l'ordre de Aufbau. La calculatrice ci-dessus gère automatiquement les cations et les anions.
Qu'est-ce que la notation de gaz noble ?
La notation de gaz noble (aussi appelée configuration électronique condensée ou abrégée) utilise le symbole du gaz noble précédent entre crochets pour représenter les électrons de cœur. Par exemple, la configuration complète du fer est $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$, mais en notation de gaz noble elle est écrite comme $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$. Cette notation est plus courte et met en évidence uniquement les électrons de valence impliqués dans la liaison.
Que sont les électrons de valence ?
Les électrons de valence sont les électrons dans la couche la plus externe (nombre quantique principal $n$ le plus élevé) d'un atome. Ces électrons sont impliqués dans la liaison chimique et déterminent les propriétés chimiques d'un élément. Pour les éléments du groupe principal, le nombre d'électrons de valence est égal au numéro de groupe (pour les Groupes 1-2) ou au numéro de groupe moins 10 (pour les Groupes 13-18).
Qu'est-ce qui rend un élément paramagnétique vs diamagnétique ?
Un élément est paramagnétique s'il a un ou plusieurs électrons non appariés, ce qui le fait être attiré par un champ magnétique. Un élément est diamagnétique si tous ses électrons sont appariés, ce qui le fait être faiblement repoussé par un champ magnétique. Vous pouvez déterminer cela à partir de la configuration électronique en utilisant la Règle de Hund : si une sous-couche a des électrons non appariés, l'élément est paramagnétique.
Pourquoi les électrons 4s sont-ils retirés avant les 3d dans les cations ?
Bien que 4s se remplisse avant 3d lors de la construction de l'atome (parce que 4s a une énergie plus basse lorsqu'il est vide), une fois que 3d commence à se remplir, les électrons 3d ont en fait une énergie plus basse que 4s. Lors de la formation de cations, les électrons sont retirés du niveau d'énergie le plus élevé en premier, qui est 4s. C'est pourquoi Fe²⁺ est $[\text{Ar}]\, 3d^6$, pas $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^4$.
Combien d'électrons chaque orbitale peut-elle contenir ?
Chaque orbitale individuelle peut contenir un maximum de 2 électrons avec des spins opposés (Principe d'Exclusion de Pauli). Chaque sous-couche contient un nombre spécifique d'orbitales : s a 1 orbitale (contient 2 électrons), p a 3 orbitales (contient 6 électrons), d a 5 orbitales (contient 10 électrons), et f a 7 orbitales (contient 14 électrons).
Références
Les formules, exemples et données présentés dans cette calculatrice sont basés sur des principes établis de chimie quantique provenant des sources suivantes :