Configuration électronique d'un atome

Vue d'ensemble

La configuration électronique est le tout premier outil que la chimie quantique te donne pour prédire le comportement d'un atome : sa place dans la classification, sa valence, ses ions stables, sa réactivité. Ce chapitre est court mais fondateur — il revient absolument partout en MPSI (oxydoréduction, liaisons chimiques en spé, spectroscopie) et il est presque toujours présent dans les premières questions des écrits de concours. Cette fiche regroupe les 5 règles essentielles (Pauli, Klechkowski, Hund, configuration fondamentale, anomalies), les 3 démos à savoir refaire et les pièges qui font perdre les points faciles.

Au programme MPSI (officiel) — Modèle atomique : noyau et cortège électronique. Nombres quantiques

n, ℓ, m_{ℓ}, m_{s}

. Notation des orbitales atomiques (s, p, d, f) et représentation qualitative de leurs formes. Couches K/L/M/N et sous-couches. Principe d'exclusion de Pauli, règle de Klechkowski (ordre de remplissage), règle de Hund. Configuration électronique d'un atome dans son état fondamental, électrons de valence et de cœur. Configuration électronique d'un ion monoatomique. Anomalies du chrome (Cr) et du cuivre (Cu).

Prérequis

Modèle atomique : noyau (Z protons, N neutrons) + cortège de Z électrons pour un atome neutre
Numéro atomique Z et notation $_{Z}^{A} X$
Notion d'énergie quantifiée d'un électron (vu en terminale via Bohr, à approfondir)

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1. Modèle atomique et nombres quantiques

1.1 — Atome : noyau et cortège électronique

Définition 1.1 — Atome

Un atome est constitué d'un noyau (de charge $+ Z e$ , contenant $Z$ protons et $N$ neutrons) et d'un cortège électronique de $Z$ électrons pour un atome neutre. La masse est concentrée dans le noyau ; la chimie se joue presque uniquement au niveau du cortège électronique.

📝 Échelle. Noyau

\sim 1 0^{- 15}

m (femtomètre), cortège

\sim 1 0^{- 10}

m (ångström). Un atome est quasi-vide à 99,99 %. Un électron n'a pas de « trajectoire » mais une probabilité de présence, décrite par une fonction d'onde.

1.2 — Les quatre nombres quantiques

En mécanique quantique, l'état d'un électron lié dans un atome est entièrement caractérisé par 4 nombres quantiques. C'est l'analogue de « 4 coordonnées » mais discrètes.

Définition 1.2 — Nombre quantique principal n

Le nombre quantique principal $n \in N^{*}$ ( $n = 1, 2, 3, \dots$ ) définit la couche à laquelle appartient l'électron. Il fixe la majeure partie de l'énergie de l'électron et l'extension spatiale de l'orbitale (taille moyenne du nuage électronique). Plus $n$ est grand, plus l'électron est éloigné en moyenne du noyau et moins il est lié.

Définition 1.3 — Nombre quantique secondaire (azimutal) ℓ

Le nombre quantique secondaire $ℓ$ prend des valeurs entières comprises entre $0$ et $n - 1$ , soit $ℓ \in {0, 1, 2, \dots, n - 1}$ . Il caractérise la sous-couche et donc la forme de l'orbitale, ainsi que le module du moment cinétique orbital.

Définition 1.4 — Nombre quantique magnétique mℓ

Le nombre quantique magnétique $m_{ℓ}$ prend toutes les valeurs entières comprises entre $- ℓ$ et $+ ℓ$ , soit $m_{ℓ} \in {- ℓ, - ℓ + 1, \dots, 0, \dots, ℓ - 1, + ℓ}$ . Il y a donc $2 ℓ + 1$ valeurs possibles. Il caractérise l'orientation de l'orbitale dans l'espace.

Définition 1.5 — Nombre quantique de spin ms

Le nombre quantique de spin $m_{s}$ prend exactement deux valeurs : $m_{s} = + \frac{1}{2}$ (noté ↑, dit « spin up ») ou $m_{s} = - \frac{1}{2}$ (noté ↓, « spin down »). Le spin est une propriété intrinsèque de l'électron, sans équivalent classique. Deux électrons de spins opposés sont dits appariés.

⚠ Piège #1 du chapitre — la dépendance $ℓ$ à $n$ , $m_{ℓ}$ à $ℓ$ . Les contraintes sont hiérarchiques :

ℓ

dépend de

n

(il ne peut pas « dépasser »

n - 1

), et

m_{ℓ}

dépend de

ℓ

. Beaucoup d'élèves écrivent «

n = 2, ℓ = 2

» qui est interdit (

ℓ

ne peut valoir que

0

1

pour

n = 2

). Vérifie systématiquement

0 \leq ℓ \leq n - 1

- ℓ \leq m_{ℓ} \leq + ℓ

1.3 — Notation s, p, d, f des orbitales

Définition 1.6 — Notation des sous-couches

Les sous-couches sont historiquement notées par des lettres (de l'anglais sharp, principal, diffuse, fundamental) selon la valeur de $ℓ$ :

$ℓ = 0$ : sous-couche notée s — 1 orbitale ( $m_{ℓ} = 0$ )
$ℓ = 1$ : sous-couche notée p — 3 orbitales ( $m_{ℓ} = - 1, 0, + 1$ )
$ℓ = 2$ : sous-couche notée d — 5 orbitales ( $m_{ℓ} = - 2, - 1, 0, + 1, + 2$ )
$ℓ = 3$ : sous-couche notée f — 7 orbitales ( $m_{ℓ} = - 3, \dots, + 3$ )

Une orbitale atomique (OA) est caractérisée par le triplet $(n, ℓ, m_{ℓ})$ ; chaque OA peut contenir au plus 2 électrons (de spins opposés). On la note par exemple $2 p_{x}$ , $3 d_{x y}$ , etc.

📝 Formes qualitatives. À savoir reconnaître au tableau :

Orbitale s : sphérique, centrée sur le noyau (1 lobe).
Orbitale p : en forme d'haltère (2 lobes opposés le long d'un axe). Il y en a 3 : $p_{x}$ , $p_{y}$ , $p_{z}$ , orientées selon les axes du repère.
Orbitale d : en forme de trèfle à 4 lobes (pour 4 d'entre elles) ou en « beignet + haltère » pour $d_{z^{2}}$ . 5 orientations possibles.
Orbitale f : 7 orientations, formes complexes — rarement demandée.

1.4 — Couches K, L, M, N et leurs capacités

Définition 1.7 — Couches

L'ensemble des orbitales de même $n$ forme la couche n° $n$ . Notation traditionnelle :

$n = 1$ : couche K (la plus proche du noyau)
$n = 2$ : couche L
$n = 3$ : couche M
$n = 4$ : couche N

Proposition 1.8 — Capacité d'une couche ★ À savoir démontrer

La couche de nombre quantique principal $n$ contient $n^{2}$ orbitales atomiques et peut donc accueillir au maximum $2 n^{2}$ électrons.

Démonstration (dénombrement direct)

Pour un $n$ fixé, $ℓ$ parcourt ${0, 1, \dots, n - 1}$ . Pour chaque $ℓ$ , il y a $2 ℓ + 1$ valeurs de $m_{ℓ}$ , donc $2 ℓ + 1$ orbitales. Le nombre total d'orbitales de la couche $n$ est donc :

ℓ = 0 \sum n - 1 (2 ℓ + 1) = 2 \cdot \frac{( n - 1 ) n}{2} + n = n^{2} - n + n = n^{2} .

Chaque orbitale accueillant au maximum 2 électrons (Pauli, cf. §2), la capacité totale est $2 n^{2}$ . Application : K ( $n = 1$ ) : 2 e⁻ ; L ( $n = 2$ ) : 8 e⁻ ; M ( $n = 3$ ) : 18 e⁻ ; N ( $n = 4$ ) : 32 e⁻.

💡 Exemple — Couche L (n = 2).

ℓ \in {0, 1}

2 s

: 1 OA, 2 e⁻ max.

2 p

: 3 OA (

2 p_{x}, 2 p_{y}, 2 p_{z}

), 6 e⁻ max. Total :

2 + 6 = 8 = 2 \cdot 2^{2}

. ✓

2. Les trois règles de remplissage

Connaître les nombres quantiques ne suffit pas : il faut savoir dans quel ordre les électrons remplissent les orbitales pour aboutir à l'état le plus stable, dit état fondamental. Trois règles, à appliquer dans cet ordre.

2.1 — Principe d'exclusion de Pauli

Théorème 2.1 — Principe d'exclusion de Pauli

Dans un atome, deux électrons ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques $(n, ℓ, m_{ℓ}, m_{s})$ tous égaux. Autrement dit, deux électrons d'un même atome diffèrent par au moins un nombre quantique.

Corollaire 2.2 — Une orbitale, deux électrons maximum

Une orbitale atomique $(n, ℓ, m_{ℓ})$ ne peut accueillir au maximum que 2 électrons, nécessairement de spins opposés ( $m_{s} = + \frac{1}{2}$ et $m_{s} = - \frac{1}{2}$ ). Deux tels électrons sont dits appariés.

2.2 — Règle de Klechkowski (ordre de remplissage)

Théorème 2.3 — Règle de Klechkowski (ou règle n+ℓ) ★ À savoir démontrer

Les sous-couches sont remplies par énergie croissante. Cette énergie est classée par valeurs croissantes de $n + ℓ$ ; en cas d'égalité de $n + ℓ$ , c'est la sous-couche de plus petit $n$ qui est remplie en premier.

L'ordre de remplissage des premières sous-couches est donc :

1 s \to 2 s \to 2 p \to 3 s \to 3 p \to 4 s \to 3 d \to 4 p \to 5 s \to 4 d \to 5 p \to 6 s \to 4 f \to 5 d \to 6 p \to 7 s \to 5 f \to 6 d \dots

Démonstration (énumération par n+ℓ croissants, et justification énergétique qualitative)

Étape 1 — Énumération. On range les sous-couches $(n, ℓ)$ par $n + ℓ$ croissant, puis à $n + ℓ$ fixé, par $n$ croissant :

n + ℓ 1234567 sous-couches (1, 0) (2, 0) (2, 1); (3, 0) (3, 1); (4, 0) (3, 2); (4, 1); (5, 0) (4, 2); (5, 1); (6, 0) (4, 3); (5, 2); (6, 1); (7, 0) ordre 1 s 2 s 2 p, 3 s 3 p, 4 s 3 d, 4 p, 5 s 4 d, 5 p, 6 s 4 f, 5 d, 6 p, 7 s

On obtient bien $1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p, 6 s, 4 f, 5 d, 6 p, 7 s, \dots$

Étape 2 — Justification énergétique qualitative. Pour un atome polyélectronique, l'énergie d'une orbitale dépend principalement de $n$ (couche), mais aussi de $ℓ$ à cause de l'effet d'écran exercé par les électrons internes. À $n$ fixé, plus $ℓ$ est grand, plus l'orbitale est « lobée » loin du noyau et donc moins pénétrante : elle est davantage écrantée, et son énergie est plus haute. À $n$ croissant et $ℓ$ décroissant, ces deux effets se compensent partiellement, ce qui explique l'inversion type $4 s < 3 d$ . La règle $n + ℓ$ est une règle empirique qui résume cette compensation pour la plupart des atomes — elle souffre de quelques exceptions (cf. §2.4).

📐 Méthode-type — Lire le diagramme de Klechkowski en diagonale. Pour ne jamais oublier l'ordre, dispose les sous-couches dans un tableau (lignes =

n

, colonnes =

ℓ

) et lis en diagonales montantes (de gauche-bas à droite-haut) :

Ligne 1 : $1 s$ . Ligne 2 : $2 s, 2 p$ . Ligne 3 : $3 s, 3 p, 3 d$ . Ligne 4 : $4 s, 4 p, 4 d, 4 f$ …
Trace les diagonales successives : ( $1 s$ ), ( $2 s$ ), ( $2 p, 3 s$ ), ( $3 p, 4 s$ ), ( $3 d, 4 p, 5 s$ ), ( $4 d, 5 p, 6 s$ )…
Tu obtiens directement l'ordre. C'est plus rapide en DS que d'apprendre une liste par cœur.

2.3 — Règle de Hund (max de spins parallèles)

Théorème 2.4 — Règle de Hund

Lorsqu'on remplit une sous-couche dégénérée (plusieurs OA de même énergie, c.-à-d. de même $n$ et $ℓ$ ), les électrons occupent d'abord une orbitale chacun, avec des spins parallèles (tous ↑ ou tous ↓), avant de s'apparier.

💡 Exemple — Carbone (Z = 6). Configuration

1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{2}

. Les 2 électrons de la sous-couche

2 p

(3 OA

2 p_{x}, 2 p_{y}, 2 p_{z}

) se répartissent un dans

2 p_{x}

↑ et un dans

2 p_{y}

↑ (spins parallèles) — jamais les deux dans

2 p_{x}

↑↓ à l'état fondamental. C'est ce qui explique pourquoi le carbone a deux électrons célibataires, base de sa tétravalence en chimie organique.

📝 Justification physique de Hund (qualitative). Deux électrons à spins parallèles dans deux orbitales distinctes se « repoussent moins » (par effet d'échange quantique) que deux électrons appariés dans la même orbitale. Le système minimise donc son énergie en étalant les spins.

2.4 — Anomalies : chrome et cuivre

La règle de Klechkowski est empirique et souffre de quelques exceptions — les deux à connaître absolument en MPSI sont le chrome (Z = 24) et le cuivre (Z = 29).

Proposition 2.5 — Anomalies du chrome et du cuivre ★ À savoir démontrer

Configurations réelles, contraires à Klechkowski :

Chrome (Z = 24) : [Ar] 3d⁵ 4s¹ (et non [Ar] 3d⁴ 4s²)
Cuivre (Z = 29) : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (et non [Ar] 3d⁹ 4s²)

Démonstration (stabilité des sous-couches demi-remplies et pleines)

Principe. Une sous-couche d est particulièrement stable lorsqu'elle est exactement demi-remplie ( $d^{5}$ , 1 électron dans chacune des 5 OA, tous spins parallèles) ou exactement pleine ( $d^{10}$ ). Cette stabilité s'explique par deux effets quantiques :

Énergie d'échange : maximale quand le nombre d'électrons à spins parallèles est maximal ( $d^{5}$ tout-↑ donne 10 termes d'échange ; $d^{10}$ appariés tous saturés).
Symétrie sphérique : une sous-couche $d^{5}$ ou $d^{10}$ restitue une distribution électronique de symétrie sphérique, ce qui minimise la répulsion électronique globale.

Application au chrome. En appliquant Klechkowski strictement, on obtient [Ar] 3d⁴ 4s². En promouvant un électron du $4 s$ vers le $3 d$ : [Ar] 3d⁵ 4s¹. Cette dernière a deux sous-couches demi-remplies ( $3 d^{5}$ et $4 s^{1}$ ), ce qui apporte un gain énergétique d'échange supérieur au coût de promotion (les niveaux $3 d$ et $4 s$ sont très proches en énergie pour Z autour de 20-30). Le bilan est favorable : [Ar] 3d⁵ 4s¹ est l'état fondamental.

Application au cuivre. Klechkowski donne [Ar] 3d⁹ 4s². Promotion d'un électron $4 s \to 3 d$ : [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. La sous-couche $3 d$ est exactement pleine, configuration extrêmement stable. À nouveau, le gain de stabilité dépasse le coût de promotion, et l'état fondamental réel est [Ar] 3d¹⁰ 4s¹.

Mnémo. Les éléments dont $Z$ est proche d'un demi-remplissage ou d'un remplissage complet d'une sous-couche d sont les candidats à l'anomalie. Au-delà de Cr et Cu, on trouve aussi Mo, Ag, Au, Pt — hors-prog MPSI.

⚠ Piège #2 — Apprendre Cr et Cu par cœur ou les retrouver à la volée ? Les deux. Apprends-les par cœur pour la rapidité en QCM, mais sache redire l'argument « demi-rempli / plein = stable » pour l'oral. Le correcteur de Mines-Ponts apprécie quand tu cites l'énergie d'échange dans la justification.

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Cr et Cu sont tombés 3 fois aux Mines en 5 ans. En 30 min avec un mentor alumni Centrale, tu sais expliquer l'énergie d'échange, retrouver les deux configurations, et anticiper les variantes ioniques (Cr³⁺, Cu²⁺) qui piègent à l'écrit.

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3. Configuration électronique d'un atome neutre

3.1 — Écriture standard et conventions

Définition 3.1 — Configuration électronique

La configuration électronique d'un atome est la liste de ses sous-couches occupées, dans l'ordre de Klechkowski, avec en exposant le nombre d'électrons. Format général :

n_{1} ℓ_{1}^{e_{1}} n_{2} ℓ_{2}^{e_{2}} \dots

Avec $e_{i}$ le nombre d'électrons dans la sous-couche $(n_{i}, ℓ_{i})$ . Pour un atome neutre dans son état fondamental, $\sum e_{i} = Z$ .

📐 Méthode-type — Écrire la configuration fondamentale d'un atome.

Lire Z dans la classification (nombre d'électrons à placer pour un atome neutre).
Lister les sous-couches dans l'ordre de Klechkowski jusqu'à totaliser $Z$ électrons.
Saturer chaque sous-couche avant d'attaquer la suivante (capacité $2 (2 ℓ + 1)$ ).
Distribuer par Hund les électrons de la dernière sous-couche partiellement remplie.
Vérifier les anomalies (Cr Z=24, Cu Z=29) — sinon laisser la configuration de Klechkowski.

💡 Exemple détaillé — Fer (Z = 26). Klechkowski donne dans l'ordre :

1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{2} 3 d^{6}

. Vérification :

2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 6 = 26

✓. Ce n'est ni Cr (Z=24) ni Cu (Z=29), donc pas d'anomalie : la configuration fondamentale est bien

Fe : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{2} 3 d^{6}

. On peut aussi écrire avec le cœur de gaz noble :

[Ar] 4 s^{2} 3 d^{6}

3.2 — Électrons de cœur et de valence

Définition 3.2 — Électrons de valence et de cœur

Les électrons de valence sont les électrons des sous-couches de la couche de plus grand $n$ et ceux des sous-couches en cours de remplissage (typiquement les $d$ ou $f$ en cours de remplissage). Les autres sont les électrons de cœur.

Les électrons de valence sont les seuls à participer aux liaisons chimiques et à fixer la réactivité — d'où leur importance.

💡 Exemple — Valence du soufre (Z = 16) et du fer (Z = 26).

Soufre : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{4}$ . Couche de valence $n = 3$ avec $3 s^{2} 3 p^{4}$ , soit 6 électrons de valence. Cohérent avec la position dans la 6ᵉ colonne du bloc p (groupe 16).
Fer : $[Ar] 4 s^{2} 3 d^{6}$ . Couche $n = 4$ ( $4 s^{2}$ ) + sous-couche en cours de remplissage $3 d^{6}$ : 8 électrons de valence ( $2 + 6$ ). Le fer est un métal de transition, sa chimie est dominée par ses 8 électrons $4 s + 3 d$ .

⚠ Piège #3 — Le $3 d$ compte dans la valence du fer, mais pas le $3 s 3 p$ . Beaucoup d'élèves ne comptent que les électrons de la couche externe (

n = 4

) et oublient le

3 d

en cours de remplissage. Règle : pour un métal de transition (bloc d), valence = couche externe

n s

+ sous-couche

(n - 1) d

en cours de remplissage. Le cœur

[Ar]

ne participe pas, mais le

3 d

si.

3.3 — État fondamental versus état excité

Définition 3.3 — État fondamental, état excité

L'état fondamental est celui de plus basse énergie, obtenu en respectant Klechkowski + Hund (+ anomalies éventuelles). Toute autre configuration occupée par les $Z$ électrons est un état excité (énergie supérieure), atteint par exemple après absorption d'un photon.

💡 Exemple — Carbone fondamental versus excité. Fondamental :

1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{2}

(les deux

2 p

sur deux OA différentes, spins parallèles par Hund). Un état excité possible :

1 s^{2} 2 s^{1} 2 p^{3}

— un électron

2 s

promu en

2 p

. Cet état excité est fondamental pour comprendre la tétravalence du carbone en chimie organique (4 électrons célibataires permettent 4 liaisons covalentes).

4. Configuration électronique des ions monoatomiques

Quand un atome perd ou gagne des électrons, il devient un ion. Pour écrire sa configuration, on part de l'atome neutre puis on retire (cation) ou ajoute (anion) les électrons. Attention à l'ordre de départ des électrons : ce n'est pas forcément l'inverse de l'ordre de Klechkowski.

4.1 — Cations : règle de départ des électrons

Théorème 4.1 — Règle de départ pour les cations ★ À savoir démontrer

Lorsqu'un atome neutre perd des électrons pour former un cation, les électrons partent en priorité de la sous-couche de plus grand $n$ (couche externe), même si celle-ci a été remplie après une sous-couche de plus petit $n$ selon Klechkowski.

Démonstration (et application au fer Fe → Fe²⁺ → Fe³⁺)

Principe. Klechkowski donne l'ordre de remplissage, qui dépend du couplage des sous-couches au moment du remplissage. Mais une fois la sous-couche $(n - 1) d$ remplie, les électrons $n s$ deviennent les plus externes et sont donc les moins liés au noyau (effet d'écran maximum, distance moyenne au noyau maximale). Ce sont eux qui partent en premier lors de l'ionisation.

Application au fer (Z = 26). Fondamental neutre : $[Ar] 4 s^{2} 3 d^{6}$ . Pour former Fe²⁺ (perte de 2 e⁻), on retire d'abord les deux électrons $4 s$ (plus externes), pas deux électrons $3 d$ :

Fe^{2 +} : [Ar] 3 d^{6}

Pour former Fe³⁺ (perte de 3 e⁻), on retire en plus un électron $3 d$ :

Fe^{3 +} : [Ar] 3 d^{5}

On remarque que Fe³⁺ a une sous-couche $3 d$ demi-remplie — c'est ce qui explique la grande stabilité (et l'omniprésence) de Fe³⁺ en chimie aqueuse.

📐 Méthode-type — Écrire la configuration d'un ion Xⁿ⁺ ou Xⁿ⁻.

Écrire la configuration de l'atome neutre X (Klechkowski + Hund + anomalies).
Pour un cation Xⁿ⁺ : retirer $n$ électrons en commençant par la sous-couche de plus grand $n$ (le $n s$ avant le $(n - 1) d$ ).
Pour un anion Xⁿ⁻ : ajouter $n$ électrons dans la sous-couche en cours de remplissage selon Klechkowski (et Hund).
Vérifier le total : configuration finale doit avoir $Z - n$ électrons (cation) ou $Z + n$ (anion).

4.2 — Anions : ajout d'électrons

💡 Exemple — Anions courants. Cl⁻ (Z=17, +1 e⁻) :

[Ne] 3 s^{2} 3 p^{6} = [Ar]

. O²⁻ (Z=8, +2 e⁻) :

1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} = [Ne]

. H⁻ (Z=1, +1 e⁻) :

1 s^{2} = [He]

. Tendance : les ions stables atteignent une configuration de gaz noble (octet ou duet) — c'est la « règle de l'octet » que tu revérifieras en spé.

4.3 — Ions des métaux de transition

💡 Exemple — Ions du cuivre (Z = 29). Cu neutre :

[Ar] 3 d^{10} 4 s^{1}

(anomalie). Cu⁺ : retrait du

4 s

→

[Ar] 3 d^{10}

(3d plein, très stable). Cu²⁺ : retrait supplémentaire d'un

3 d

→

[Ar] 3 d^{9}

. En solution aqueuse, Cu²⁺ est favorisé (coordination par l'eau, vu en spé) ; en phase gaz, c'est Cu⁺.

⚠ Piège #4 — Ne pas inverser Klechkowski pour les cations. Erreur classique : « comme

3 d

a été rempli après

4 s

dans la séquence de Klechkowski, on retire d'abord les

3 d

». FAUX. Les électrons

4 s

sont à la fois remplis en premier (Klechkowski) et arrachés en premier (cation), parce qu'une fois le

3 d

rempli, les

4 s

deviennent les plus externes et donc les moins liés. Klechkowski et ionisation suivent des logiques différentes.

5. Erreurs classiques en copie (vues par les correcteurs)

Ces erreurs sont relevées chaque année dans les rapports de jury (CCINP, Mines-Ponts, Centrale-Supélec) sur les épreuves de chimie comportant un atome à configurer. Elles coûtent typiquement entre 0,5 et 1 point par occurrence.

⚠ Erreur 1 — Oublier l'anomalie de Cr ou Cu. Écrire

Cr : [Ar] 3 d^{4} 4 s^{2}

Cu : [Ar] 3 d^{9} 4 s^{2}

est sanctionné, c'est la première chose vérifiée par le correcteur pour un élément du bloc d entre Z = 21 et Z = 30. Apprends les deux anomalies par cœur et leur justification (demi-rempli / plein = stable).

⚠ Erreur 2 — Retirer un électron $3 d$ avant le $4 s$ pour un cation. Écrire Fe²⁺

= [Ar] 4 s^{2} 3 d^{4}

(au lieu de

[Ar] 3 d^{6}

) est faux. Le

4 s

est externe au moment de l'ionisation, donc il part en premier. Cette erreur cumulée avec l'oubli d'anomalie peut faire perdre 1,5 point sur une seule question.

⚠ Erreur 3 — Confondre Hund et Pauli. Pauli : « 2 e⁻ max par OA, spins opposés ». Hund : « dans une sous-couche dégénérée, on étale d'abord les e⁻ sur les OA différentes, spins parallèles ». Ne les fusionne pas.

⚠ Erreur 4 — Mauvais ordre d'écriture pour le bloc d. Pour Fe,

[Ar] 3 d^{6} 4 s^{2}

est toléré mais beaucoup de jurys préfèrent l'ordre Klechkowski

[Ar] 4 s^{2} 3 d^{6}

. En cas de doute, suis Klechkowski.

⚠ Erreur 5 — Confondre capacité $2 n^{2}$ et valence réelle. Pour le fer, certains écrivent « 32 e⁻ de valence » (capacité de la couche

n = 4

). C'est une capacité, pas un compte : le fer a 8 e⁻ de valence (

4 s^{2} 3 d^{6} = 2 + 6

6. Pour aller plus loin

La configuration électronique est le socle de toute la chimie quantique enseignée en CPGE. Les chapitres qui la réinvestissent directement :

Classification périodique — la position d'un élément dans le tableau (bloc s, p, d, f) découle directement de la configuration. Bloc s = $n s^{x}$ en terminale ; bloc d = $(n - 1) d^{x} n s^{y}$ ; etc.
Propriétés périodiques (rayon, énergie d'ionisation, électronégativité) — toutes se comprennent à partir des électrons de valence et de l'effet d'écran.
Liaison chimique (spé MP/PC/PSI) — la théorie de Lewis, puis les orbitales moléculaires, partent des orbitales atomiques de valence. Sans les configurations, pas de diagrammes d'OM.
Oxydoréduction — le nombre d'oxydation maximal d'un atome est lié au nombre d'électrons de valence qu'il peut perdre. Mn ( $[Ar] 4 s^{2} 3 d^{5}$ ) peut atteindre +VII (perte de 7 e⁻).
Spectroscopie — les transitions électroniques entre configurations (fondamentale ↔ excitée) sont la base de l'UV-visible et de l'absorption atomique.

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Récap final — Ce qu'il faut absolument retenir

À la veille d'une khôlle ou d'un DS, parcours cette checklist : tu dois pouvoir répondre « oui, sans hésiter » à chaque question.

Sais-tu citer les 4 nombres quantiques et leurs domaines de valeurs ( $n \geq 1$ , $0 \leq ℓ \leq n - 1$ , $- ℓ \leq m_{ℓ} \leq + ℓ$ , $m_{s} = \pm \frac{1}{2}$ ) ?
Sais-tu associer les lettres s, p, d, f aux valeurs de $ℓ$ et donner le nombre d'OA dans chaque sous-couche (1, 3, 5, 7) ?
Sais-tu démontrer que la couche $n$ contient $n^{2}$ orbitales et $2 n^{2}$ électrons max ?
Sais-tu énoncer le principe d'exclusion de Pauli et en déduire qu'une OA contient 2 e⁻ max ?
Sais-tu réciter l'ordre de Klechkowski jusqu'à $6 s$ au moins (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s…) ?
Sais-tu énoncer la règle de Hund et l'appliquer à l'azote (Z=7) et au carbone (Z=6) ?
Connais-tu par cœur les deux anomalies Cr $[Ar] 3 d^{5} 4 s^{1}$ et Cu $[Ar] 3 d^{10} 4 s^{1}$ et leur justification (énergie d'échange + symétrie sphérique) ?
Sais-tu identifier les électrons de cœur et de valence d'un élément du bloc s, p ou d ?
Sais-tu écrire la configuration d'un cation en retirant les électrons $n s$ avant les $(n - 1) d$ ?
Sais-tu différencier état fondamental et état excité, et donner un exemple (carbone) ?
Sais-tu vérifier qu'un anion stable atteint typiquement une configuration de gaz noble ?
As-tu noté les 5 erreurs classiques de copie (oubli anomalie, ordre d'ionisation, Hund/Pauli, ordre d'écriture, valence vs capacité) ?

Démonstrations à savoir refaire

Capacité $2 n^{2}$ d'une couche — somme $\sum_{ℓ = 0}^{n - 1} (2 ℓ + 1) = n^{2}$ , puis $\times 2$ par Pauli
Ordre de remplissage de Klechkowski — énumération par $n + ℓ$ croissant + justification énergétique (effet d'écran)
Anomalies Cr et Cu — stabilité demi-rempli/plein, énergie d'échange + symétrie sphérique
Règle de départ des électrons pour les cations — application Fe → Fe²⁺ → Fe³⁺