Le principe d’Aufbau est une méthode pour expliquer les arrangements des électrons dans les atomes de différents éléments chimiques. La théorie atomique peut être complexe et difficile, mais ce principe fournit un ensemble simple de règles qui peuvent expliquer les configurations électroniques de la grande majorité des éléments. Le terme vient d’un mot allemand signifiant construire et fait référence à la manière dont les électrons sont ajoutés aux atomes, allant des éléments les plus légers aux éléments les plus lourds. Le principe n’est pas parfait, et il y a quelques exceptions, mais c’est un outil très utile pour apprendre la structure atomique.
Coquilles, sous-coquilles et orbitales
Pour comprendre le principe d’Aufbau, il faut d’abord s’intéresser à la structure de l’atome. On peut dire que les électrons tournent autour du noyau chargé positivement ; cependant, il existe certaines règles qui dictent comment ils peuvent être organisés. Dans le modèle généralement accepté, ils occupent des coquilles, qui peuvent être considérées comme concentriques, autour du noyau. À l’intérieur de ceux-ci se trouvent des sous-couches, à l’intérieur desquelles se trouvent des orbitales. Une orbitale décrit l’espace habité par un électron.
Les coquilles sont numérotées 1, 2, 3, etc., par ordre de distance croissante du noyau – et de niveaux d’énergie croissants – les nombres indiquant également le nombre de sous-coquilles qu’elles peuvent avoir. Les sous-couches sont étiquetées s, p, d et f, dans l’ordre général de l’énergie possédée par les électrons dans les orbitales qu’elles contiennent. Chacune a un nombre maximum d’orbitales qu’elle peut contenir : s n’en a qu’une, p en a trois, d en a cinq et f en a sept, et chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons. Toutes les orbitales d’une sous-couche ont le même niveau d’énergie.
Ceci est résumé dans le tableau ci-dessous :
Coquilles, sous-coquilles et orbitales
Shell Subshell Orbitales Maximum d’électrons
1s 12
2 s1 2
— p3 6
3 s1 2
— p3 6
— d5 10
4 s1 2
— p3 6
— d5 10
— f7 14
Cela montre, par exemple, que le shell 3 a un sous-shell s, ap et ad. Une fois complètement rempli, il aurait un total de 2 + 6 + 10 = 18 électrons. La configuration électronique d’un élément peut être écrite, par exemple, comme :
1s22s22p1
qui est l’élément numéro cinq, le bore. Cela montre le numéro de la couche suivi de la lettre de la sous-couche, avec le nombre d’électrons qu’elle contient en exposant.
Construire les éléments
Il est possible d’imaginer construire des éléments de plus en plus lourds en ajoutant des électrons, en commençant par l’élément le plus léger, l’hydrogène (1s1). Au fur et à mesure que les électrons sont ajoutés, ils remplissent les orbitales dans les sous-couches à l’intérieur des coques. C’est une règle générale que tout système adoptera la configuration qui a la plus faible énergie. Bien qu’il s’agisse d’une règle très simple, déterminer l’arrangement d’énergie la plus basse et expliquer les configurations peut entraîner de nombreuses complications, en raison des interactions entre les particules. Les électrons auront naturellement tendance à remplir les orbitales de basse énergie avant celles de plus haute énergie, et le principe d’Aufbau cherche à expliquer comment cela se produit.
Les règles
Le principe Aufbau n’a que trois règles :
Les électrons rempliront les orbitales par ordre croissant d’énergie, c’est-à-dire qu’ils rempliront en premier les orbitales les plus énergétiques. Étant donné que toutes les orbitales d’une sous-couche donnée ont le même niveau d’énergie, elles doivent toutes être remplies avant que la sous-couche suivante ne commence à se remplir.
Chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons, et ceux-ci doivent avoir des spins opposés.
Lorsqu’il y a deux ou plusieurs orbitales disponibles avec le même niveau d’énergie, aucune d’entre elles ne sera remplie tant qu’elles n’auront pas toutes un électron. En d’autres termes, les électrons essaieront de se répartir uniformément sur les orbitales disponibles de la même énergie dans la mesure du possible.
Dans le cas de l’élément le plus simple, l’hydrogène, son seul électron se trouve dans une orbitale de la sous-couche s. L’élément suivant, l’hélium, a un deuxième électron qui va dans la même orbitale : 1s2. L’orbitale, la sous-couche s et la coque 1 sont maintenant pleines. Le lithium, avec trois électrons, a la même configuration que l’hélium, mais avec un électron supplémentaire dans la sous-couche s de la couche 2, car c’est l’orbitale la plus basse énergie disponible : 1s22s1.
En sautant quelques éléments, le carbone, avec six électrons, a une configuration 1s22s22p2 : les deux sous-couches s sont remplies, de sorte que les deux électrons restants vont dans la sous-couche p. Ils iront dans des orbitales différentes, selon la troisième règle du principe Aufbau.
Exceptions
Au fur et à mesure que les éléments deviennent plus lourds, leurs arrangements d’orbitales deviennent plus complexes et, parfois, les interactions entre les électrons peuvent produire des exceptions au principe d’Aufbau. Les règles s’appliquent jusqu’à l’élément numéro 24, le chrome. C’est l’un des rares éléments qui ne sont pas tout à fait conformes. Il laisse sa sous-couche 4s vide, alors qu’il y a cinq électrons dans la sous-couche suivante, car, dans ce cas inhabituel, il s’agit d’une configuration d’énergie légèrement inférieure à celle prédite par les règles. Les autres exceptions sont le cuivre et l’argent.
Les usages
Malgré les exceptions, le principe Aufbau est utile dans les cours de chimie où les étudiants découvrent les règles fondamentales sur la structure atomique et les propriétés des éléments. Un tableau ou un diagramme peut être utilisé pour montrer comment le principe fonctionne pour divers exemples d’éléments. Cela montrera généralement les coquilles, les sous-coquilles et les orbitales d’une manière qui illustre clairement comment ils sont remplis.