Bonjours tout le monde Aidez-Moi J'ai Vraiment Besoin De Votre Aide Pour Cet Exercice S'il Vous Plaît - je veux m'assurer si mes réponses sont corrects. voila l'exercice : les éléctrons d'un élément sont répartis sur les couches K L M et posséde 2 éléctrons celibataires .
1) donner la configuration électronique de cet élement ansi son Z .
2)combien d'électron de nombre quantique l=1 sont presents dans l'etat fondamental de cet element ?meme question pour n=2 et m=0.
voila mes réponses: 1)Je pense que c'est : 1s² 2s² 2p6 3S² 3p4 , et Z=16
2) L=1 => m = -1;0;1 donc on aura électrons (je suis pas sure de cette réponse)
Merci de modifier ton titre afin de supprimer les majuscules et afin de le rendre plus explicite.
Un titre correct devrait décrire correctement le sujet.
la ère réponse je pense est correct parce que si on classe les électrons de couche de valence sur les cases quantiques il reste deux électrons célibataires.
et pour 2) L=1 => m = -1;0;1 donc on aura 6 électrons
Je ne suis pas d'accord. Si on sait qu'on à 2 électron libres, je suppose que sa signifie qu'il y a que 2 électrons dans la dernière couche, soit M. Donc la couche K et L sont remplie. Ce qui correspond à la 2ème colonne soit le magnésium.
Il ne manque pas des données? Car plusieurs configurations sont possibles (par exemple 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ou [Ne] 3s2 3p4) et dans les deux cas, il y a deux e- célibataires d'après la règle de Hund donc ça marche pour les deux.
Il ne manque pas des données? Car plusieurs configurations sont possibles (par exemple 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ou [Ne] 3s2 3p4) et dans les deux cas, il y a deux e- célibataires d'après la règle de Hund donc ça marche pour les deux.
Je vais peut être dire une sottise, je ne suis absolument pas sûr de mon coup.
[Ne]3s2 3p2 va s'hybrider plus facilement en 3s1 3sp3 ou quelque chose dans le goût par rapport à [Ne]3s2 3p4. Alors certes, l'énoncé parle probablement à l'état fondamental, mais si il faut un moyen de trancher, c'est ce que je propose. Ça orienterait plus vers la seconde solution 3s1 3p4.
Si la 3s et la 3p avaient la même énergie, on aurait en effet quelque chose comme ça.
Mais comme ce n'est pas le cas, il faut d'abord remplir la 3s entièrement avant la 3p.
Il ne manque pas des données? Car plusieurs configurations sont possibles (par exemple 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ou [Ne] 3s2 3p4) et dans les deux cas, il y a deux e- célibataires d'après la règle de Hund donc ça marche pour les deux.
La donnée n'est effectivement pas des plus limpide, mais je pense qu'il faut donner l'élément qui a exactement 2 électrons dans la couche périphérique, soit :
1s2 2s2 2p6 3s2 = [Ne] 3s2.
Il s'agit donc du magnésium (Z = 12).
Quoi qu'il en soit, l'autre élément qui possède 2 électrons célibataires serait [Ne] 3s2 3p4, mais certainement pas [Ne] 3s2 3p2 qui lui en a 4.
Si tu as 2 e- sur l'orbitale 3s, je vois pas comment ils peuvent être célibataires. Dans la configuration [Ne] 3s2 3p2 tu n'as que 2 électrons célibataires.
Nous n'avons visiblement pas la même définition de ce qu'est un électron célibataire… Selon ma définition, il s'agit d'un électron qui ne forme pas de doublet non liant et qui donc peut servir à former des liaisons covalentes.
Ainsi donc :
Le Na a 1 électron périphérique qui est célibataire : [Ne] 3s1.
Le Mg a 2 électrons périphériques qui sont célibataires : [Ne] 3s2.
L'Al a 3 électrons périphériques qui sont célibataires : [Ne] 3s2 3p1.
Le Si a 4 électrons périphériques qui sont célibataires : [Ne] 3s2 3p2.
Le P a 5 électrons périphériques dont 3 célibataires : [Ne] 3s2 3p3.
Le S a 6 électrons périphériques dont 2 célibataires : [Ne] 3s2 3p4.
Le Cl a 7 électrons périphériques dont 1 célibataire : [Ne] 3s2 3p5.
L'Ar a 8 électrons périphériques sans aucun qui soit célibataire : [Ne] 3s2 3p6.
Pour trouver le nombre d'électrons célibataires, tu traces un diagramme d'orbitale et tu ajoutes les électrons.
Pour [Ne] 3s2 3p2, ça donne :
soit une paire d'électrons et deux électrons célibataires.
Bref, tout ce que l'on peut en conclure, c'est que la donnée n'est pas claire, d'autant plus que dans les deux cas il existe deux atomes différents satisfaisant la définition choisie :
Si électron célibataire = orbitale avec 1 électron (pour un maximum de 2), on a [He] 3s2 3p2 et [He] 3s2 3p4
Si électron célibataire = électron pouvant participer à une liaison covalente, on a [He] 3s2 et [He] 3s2 3p4
C'est vrai que sur ce point, Lewis et les orbitales sont en désaccord. Mais c'est plus précis d'utiliser les orbitales que la formule de Lewis.
Après, vu la précision de l'énoncé, je crois que ce n'est pas vraiment utile de débattre de ça.
Me Capello, les électrons célibataires sont tout simplement des électrons non appariés (cf. schéma de benito87).
La liste d'éléments chimique que tu as donnée est donc partiellement faux :
Le Na a 1 électron périphérique qui est célibataire : [Ne] 3s1. vrai
Le Mg a 2 électrons périphériques qui sont célibataires : [Ne] 3s2. Faux, ils sont appariés
L'Al a 3 électrons périphériques qui sont célibataires : [Ne] 3s2 3p1. Faux, seulement 1
Le Si a 4 électrons périphériques qui sont célibataires : [Ne] 3s2 3p2. Faux, seulement 2
Le P a 5 électrons périphériques dont 3 célibataires : [Ne] 3s2 3p3. Faux, seulement 3
Le S a 6 électrons périphériques dont 2 célibataires : [Ne] 3s2 3p4. Faux, seulement 2
Le Cl a 7 électrons périphériques dont 1 célibataire : [Ne] 3s2 3p5. Faux, seulement 1
L'Ar a 8 électrons périphériques sans aucun qui soit célibataire : [Ne] 3s2 3p6. Faux, ils sont tous appariés
De plus, je ne sais pas exactement ce que tu entends par "électrons périphériques". Tu veux peut être dire "électrons de valences" qui appartiennent à la couche de plus grand nombre quantique principale n et s'il y en a, ceux des sous-couches en cours de remplissage. Les autres sont les "électrons de cœurs" qui sont beaucoup plus proche du noyau et donc plus fortement liés. C'est pour ça qu'en général un cation est un atome qui à perdu des électrons de valences comme pour Mg qui peut s'ioniser en Mg2+ ([Ne] 3s2 devient [Ne]) lui permettant ainsi d'avoir la configuration électronique du Néon qui est un gaz rare et donc une grande stabilité car toutes ses couches électroniques sont remplies. Inversement pour les anions, exemple : le chlore qui peut s'ioniser en ion chlorure (Cl-) en gagnant un électron ([Ne] 3s2 3p5 à [Ar]), pour avoir la configuration électronique de l'argon également un gaz rare.
EDIT : j'ai relu ta définition d'électron célibataire, "il s'agit d'un électron qui ne forme pas de doublet non liant". La définition est bonne, pourquoi tu mets des trucs faux avec tes exemples alors ? Au final un doublet non liant c'est deux électrons appariés. J'espère que ma correction ta aidé à voir plus clair du coup :).
Citation
La donnée n'est effectivement pas des plus limpide, mais je pense qu'il faut donner l'élément qui a exactement 2 électrons dans la couche périphérique, soit :
1s2 2s2 2p6 3s2 = [Ne] 3s2.
Il s'agit donc du magnésium (Z = 12).
Non plus, les électrons sont également appariés.
Concernant l'énoncé, on sait que les électrons sont répartis dans les couches K L M soit n = 3.
Tu regardes dans ton tableau périodique les configurations électroniques des éléments chimiques de la ligne 3.
Sachant que le nombre d'électrons croit de gauche à droite et donc les couches sont de plus en plus remplies.
Colonne 1 : 3s1
Colonne 2 : 3s2
etc…
Pour avoir deux électrons célibataires tu as 2 possibilités :
On peux avoir du :
3p2 (2 électrons célibataires), ça correspond au Silicium (Z = 14) qu'on retrouve à la colonne 14.
3p4 (2 électrons appariés et 2 célibataires), ça correspond au Soufre (Z = 16) qu'on retrouve à la colonne 16.
Donc à toi de vérifier si le prof demande celui qui a le plus d'électrons ou pas car ici tu as finalement 2 solutions.
Tu n'as visiblement pas bien lu mes messages, Podz ! Alors s'il te plaît, évite de dire que je raconte des âneries. Relis en particulier mon dernier message, s'il te plaît.
Il y a deux définitions possibles mais non équivalentes de ce qu'est un « électron célibataire » :
la définition quantique : électron unique dans une orbitale atomique donnée, définie par les nombres quantiques n, l et m (cf. règle de Hund et principe d'exclusion de Pauli) ;
la définition chimique : électron non apparié (= ne formant pas de doublet non liant) de la dernière couche, à même de former une liaison covalente ou ionique (cf. formule de Lewis et règle de l'octet).
Au fait, les électrons périphériques sont les électrons de la dernière couche, ceux de nombre quantique principal n le plus grand.
Ainsi, si on prend par exemple un atome de carbone [He] 2s2 2p2, on arrivera a des conclusions différentes selon la définition que l'on utilise :
Les spin-orbitales sont remplies ainsi : 2s ↑↓ et 2p ↑_ ↑_ __. Il y a donc 2 électrons célibataires selon la définition quantique : ceux qui se trouvent dans les orbitales principales (orbitales de type p).
La représentation de Lewis note les atomes de carbone isolés par un « C » entouré de 4 « • », c'est-à-dire de 4 électrons célibataires selon la définition chimique. Ce sont les 4 électrons de la dernière couche, la couche de valence.
Ainsi, si on prend par exemple un atome de carbone [He] 2s2 2p2, on arrivera a des conclusions différentes selon la définition que l'on utilise :
Les spin-orbitales sont remplies ainsi : 2s ↑↓ et 2p ↑_ ↑_ __. Il y a donc 2 électrons célibataires selon la définition quantique : ceux qui se trouvent dans les orbitales principales (orbitales de type p).
La représentation de Lewis note les atomes de carbone isolés par un « C » entouré de 4 « • », c'est-à-dire de 4 électrons célibataires selon la définition chimique. Ce sont les 4 électrons de la dernière couche, la couche de valence.
La théorie quantique permet d'expliquer cette tétravalence par les orbitales hybrides, et ainsi de rejoindre la théorie chimique. La théorie quantique apporte un plus par rapport à la théorie chimique puisqu'elle permet de comprendre que C n'est pas tétravalent à l'état fondamental, mais que l'hybridation autorise cette tétravalence. Il ne faut pas voir les deux théories comme différentes, mais plutôt voir que la théorie quantique complète la théorie chimique. La définition est strictement la même dans les deux cas (un électron qui permet de réaliser une liaison), sauf que la quantique est plus formelle et permet de distinguer les cas fondamental/hybridé. Reste à savoir dans quel cas on se place...
Je soulignais juste certaines confusions que tu émettais mais je ne considère pas tes messages comme des âneries.
Ton nouveau message ne me satisfait toujours pas, j'ai l'impression qu'il y a encore un mélange de définitions.
Essayons d’éclaircir tous ça
1) Pour ta définition quantique :
"électron unique dans une orbitale atomique donnée, définie par les nombres quantiques n, l et m (cf. règle de Hund et principe d'exclusion de Pauli)"
La définition quantique que tu donnes est juste mais seulement pour celle de l'OA. Pour l'électron il faut faire intervenir un quatrième nombre quantique : le nombre magnétique de spin ms qui peut prendre des valeurs comprises entre -s et s (s = nombre quantique de spin). Pour un électron, s = 1/2 donc ms = 1/2 ou -1/2 qu'on symbolise par ↑ ou ↓ dans les cases quantiques.
La définition devient : électron unique dans une orbitale atomique donnée, définie par les nombres quantiques n, l, ml (nombre quantique magnétique) et ms (nombre magnétique de spin).
De plus, tu parles de la règle de Hund et du principe d'exclusion de Pauli mais tu ne parle pas dans ta précédente définition de la notion de spin magnétique alors que ces 2 règles se base sur cette notion ! Voilà pourquoi je dis qu'il y a de la confusion des tes messages. Petit rappel, le principe d'exclusion de Pauli fait référence à l'état quantique d'un électron qu'on définis donc par n,l, ml et ms. Ce principe stipule qu'une OA peut contenir soit aucun électron, soit un électron célibataire (càd une case quantique contenant ↑) , soit deux électrons appariés qui ont des nombres quantiques magnétiques de spin ms opposés (càd une case quantique contenant ↑↓).
Concernant la règle de Hund, elle précise juste la répartition des électrons dans une sous-couche, càd qu'on remplit l'OA d'abord avec des électrons de même ms puis on les apparies avec des électrons de ms opposés.
2) Pour ta définition chimique :
"électron non apparié (= ne formant pas de doublet non liant) de la dernière couche, à même de former une liaison covalente ou ionique (cf. formule de Lewis et règle de l'octet)"
Hmmm… et si on mettait cote à cote les deux définitions ?
électron unique dans une orbitale atomique donnée. électron non apparié (= ne formant pas de doublet non liant) de la dernière couche.
Dis moi où est la différence dans ses deux définitions ?
1ère remarque : électron unique = électron non apparié
2ème remarque : l'électron célibataire est forcément dans la dernière couche électronique plus précisément dans la dernière OA en cours de remplissage.
3) Définition des électrons périphériques
Au fait, les électrons périphériques sont les électrons de la dernière couche, ceux de nombre quantique principal n le plus grand.
Oui c'est que je disais dans mon précédent post sauf que moi j'utilise le terme "d'électron de valence"
Citation
De plus, je ne sais pas exactement ce que tu entends par "électrons périphériques". Tu veux peut être dire "électrons de valences" qui appartiennent à la couche de plus grand nombre quantique principale n et s'il y en a, ceux des sous-couches en cours de remplissage.
4) Concernant ton exemple sur le carbone…
Alors là, tu es tombé dans un piège qui t'aurait en principe fait réfléchir à 2x fois avant d'écrire la suite
Cet exemple démontre une nouvelle fois que tu mélanges les choses. Mais on est sur un forum, on partage nos connaissances et ci besoin ont rectifi certaines erreurs ;).
si on prend par exemple un atome de carbone [He] 2s2 2p2, on arrivera a des conclusions différentes selon la définition que l'on utilise
Bon à ce stade j'espère que tu es d'accord sur le fait qu'en réalité, il n'y pas vraiment plusieurs définitions.
La configuration électronique que tu as écrite est vrai. Sur sa sous-couche p il y a effectivement deux électrons non appariés donc célibataires. L'atome de carbone, dans l'état actuel est donc susceptible de faire deux liaisons covalentes, il est donc divalent. Ça représentation de Lewis est donc |C: avec le doublet correspondant aux 2 électrons appariés et les deux points correspondant aux deux électrons célibataires. Mais en réalité, dans la nature, on trouve le carbone sous sa forme excitée càd qu'un électron va passer dans la sous-couche d'énergie supérieure. Ici, un électron de la sous-couche s va passer à la sous-couche p.
Ça configuration électronique devient alors :
1s2 2s1 2p3
On retrouve bien la tétravalence du carbone qu'on connaît d'habitude avec ses 4 électrons célibataires.
La formule de Lewis est donc dans ce cas celle que tu a mise dans ton post.
J'espère que cette correction ta remis les idées en place car je confirme que ce chapitre de chimie est loin d'être évident au premier abord au vu des nombreuses définitions a connaître. On a vite fais de ce mélanger les pinceaux et de faire de mauvaises interprétations, surtout si on se base sur la tétravalence du carbone qui est un cas particulier
La définition quantique que tu donnes est juste mais seulement pour celle de l'OA. Pour l'électron il faut faire intervenir un quatrième nombre quantique : le nombre magnétique de spin ms qui peut prendre des valeurs comprises entre -s et s (s = nombre quantique de spin). Pour un électron, s = 1/2 donc ms = 1/2 ou -1/2 qu'on symbolise par ↑ ou ↓ dans les cases quantiques.
La définition devient : électron unique dans une orbitale atomique donnée, définie par les nombres quantiques n, l, ml (nombre quantique magnétique) et ms (nombre magnétique de spin).
Je donnais justement la définition d'une orbitale atomique qui n'est définie que par les 3 nombres quantiques n, l, et m (= ml). Ce que j'ai écrit est donc correct : électron unique dans une orbitale atomique donnée, [laquelle orbitale atomique est] définie par les nombres quantiques n, l et m. Je n'ai jamais dit que l'électron était défini uniquement par ces 3 nombres quantiques.
Pour le reste, je ne vais pas me répéter car la discussion tourne en rond. Mais sache toutefois que même si du point de vue quantique et théorique tes explications sont correctes, du point de vue phénoménologique et chimique (ou macroscopique si tu préfères), l'autre représentation (celle de Lewis) reste généralement valable même si elle ne reflète pas correctement les phénomènes quantiques profonds. La théorie quantique n'existait pas encore lorsque Lewis a proposé sa représentation des molécules. Sa définition d'un électron « célibataire » est donc différente de celle de la théorique quantique, mais c'est juste une définition et cela ne veut pas dire qu'elle soit fausse et que l'on ne puisse pas l'utiliser. Il aurait tout aussi bien pu parler d'« électron disponible pour participer aux liaisons chimiques ». En bref, les deux théories n'ont pas la même approche et il est normal que les définitions soient différentes. Il faut juste savoir laquelle on utilise.
P.S.:
Citation
Au fait, les électrons périphériques sont les électrons de la dernière couche, ceux de nombre quantique principal n le plus grand.
Oui c'est que je disais dans mon précédent post sauf que moi j'utilise le terme "d'électron de valence"
Ce n'est pas tout à fait exact. En effet, les électrons de valence ne se limitent pas toujours à ceux de la dernière couche. En particulier, les électrons de la sous-couche d des métaux de transition sont également des électrons de valence.
Je donnais justement la définition d'une orbitale atomique qui n'est définie que par les 3 nombres quantiques n, l, et m (= ml). Ce que j'ai écrit est donc correct : électron unique dans une orbitale atomique donnée, [laquelle orbitale atomique est] définie par les nombres quantiques n, l et m. Je n'ai jamais dit que l'électron était défini uniquement par ces 3 nombres quantiques.
Pourtant tu disais…
Citation
Il y a deux définitions possibles mais non équivalentes de ce qu'est un « électron célibataire » […]
Donc je suis pas fou
Et puis une OA est bien définis par n, l et ml mais ce n'est pas un électron unique… c'est une "case à électron" pouvant contenir soit 0, 1 ou 2 électrons de ms opposés.
Citation
Pour le reste, je ne vais pas me répéter car la discussion tourne en rond.
Ça ne tourne pas en rond, je rectifie juste ta vision d'électron célibataire et quelques autres définitions/exemples que tu as émis.
Ça ne tourne pas en rond, je rectifie juste ta vision d'électron célibataire et quelques autres définitions/exemples que tu as émis.
Tu rectifies pourtant des choses qui n'ont pas à être rectifiées… Il ne faut pas confondre clarifier et corriger. Si tu es incapable de concevoir qu'il puisse y avoir différentes définitions d'« électron célibataire », tant pis pour toi.
Bref, ce sera mon dernier message dans ce fil. À bon entendeur, salut.
La théorie quantique n'existait pas encore lorsque Lewis a proposé sa représentation des molécules. Sa définition d'un électron « célibataire » est donc différente de celle de la théorique quantique
Mais si pour toi mes corrections n'apportent rien et font que tourner le sujet en rond alors…d'accord.
Continue de croire que…
Le Mg de config [Ne] 3s2 possède 2 électrons célibataires, ainsi que tes 6 autres exemples;
Le carbone de config [He] 2s2 2p2 est divalent selon ta définition quantique et tetravalent selon ta definition de Lewis;
Qu'une OA est un électron unique ou qu'un électron célibataire est définit par n,l,m suivant tes messages vu que ta l'air de changer d'avis d'un jour sur l'autre;
De balancer des cf. règle de Hund et principe d'exclusion de Pauli alors que c'est inapproprié selon ta définition;
ect…
[CHIMIE GÉNÉRAL] configuration électronique
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