1. Principe d'Aufbau :
* Ce principe stipule que les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d'énergie. Cela signifie que nous commençons par les orbitales d’énergie la plus basse et que nous progressons.
* Les niveaux d'énergie sont déterminés par le nombre quantique principal (n) et les sous-niveaux sont déterminés par le nombre quantique azimutal (l).
* L'ordre est :1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
2. Règle de Hund :
* Cette règle stipule qu'au sein d'une sous-couche (comme la sous-couche 2p), les électrons occuperont individuellement chaque orbitale de cette sous-couche avant de doubler dans une orbitale.
* Cela est dû au fait que les électrons se repoussent et qu’ils sont plus stables lorsqu’ils sont aussi éloignés que possible.
* Les électrons dans différentes orbitales au sein de la même sous-couche ont des spins parallèles (tous tournent vers le haut ou vers le bas).
3. Principe d'exclusion de Pauli :
* Ce principe stipule que deux électrons dans un atome ne peuvent pas avoir le même ensemble de quatre nombres quantiques.
* Cela signifie que chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons, et ces deux électrons doivent avoir des spins opposés.
4. La règle "n + l" (pour commander les orbitales) :
* Cette règle est un moyen utile de se souvenir de l'ordre de remplissage des orbitales, en particulier pour les atomes plus gros.
* La règle stipule que l'orbitale ayant la valeur la plus basse de (n + l) est remplie en premier. Si deux orbitales ont la même valeur (n + l), l'orbitale avec la valeur la plus faible de n est remplie en premier.
Aide visuelle :la règle diagonale
* Vous pouvez visualiser l'ordre de remplissage des orbitales avec la règle diagonale . Il s'agit d'un diagramme pratique qui vous aide à vous souvenir de l'ordre des orbitales en fonction de leurs niveaux d'énergie.
Exemple :
Prenons l'élément Azote (N), qui possède 7 électrons.
1. Principe de l'Aufbau : Commencez par le niveau d'énergie le plus bas, 1 s. Remplissez-le de 2 électrons (1s²).
2. Principe de l'Aufbau : Passez au niveau d'énergie le plus bas suivant, 2s. Remplissez-le de 2 électrons (2s²).
3. Principe d'Aufbau et règle de Hund : Passez au sous-shell 2p. Celui-ci a 3 orbitales (2px, 2py, 2pz). Placez un électron dans chacune de ces orbitales, à spins parallèles, avant de doubler (2p³, 2p³, 2p³).
Par conséquent, la configuration électronique de l’azote est 1s² 2s² 2p³.
Principaux points à retenir :
* Comprendre ces principes vous permet de prédire la configuration électronique de n'importe quel atome.
* La configuration électronique est cruciale pour comprendre le comportement chimique et les propriétés des éléments.
* Cela nous aide à expliquer la liaison, la réactivité et les tendances périodiques des éléments.
