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Prévoir la charge d'un ion, configuration électronique
Bonjour,
En révisant mon chapitre sur la configuration électronique je m'étais posé une question : peut-on prévoir la charge d'un ion à partir de la configuration électronique de l'atome dans son état fondamental ?
Par exemple, pour le Molybdène, qui a une configuration [5s1] [4d5] peut-on prévoir la charge de l'ion que donnera cet atome ?
En vous remerciant d'avance,
Mysterios
Bonsoir
peut-on prévoir la charge de l'ion que donnera cet atome ?
La réponse est oui pour beaucoup d'éléments mais tu choisis l'exemple d'un métal de transition. L'étude de ces éléments est très délicate et, à ce niveau d'enseignement , mieux vaut se fier à l'expérience. Quelques généralités tout de même.
1° A l'exception des métaux de transition de la 9ième colonne du bloc "d" (Ag...), ils ont presque toujours tendance à perdre les 2 électrons du niveau "s" prévus par la règle de Klechkovski donnant les ions Mo2+.
2° une autre ionisation possible consiste à vider la couche de valence lorsque celle-ci n'est pas trop peuplée (pas plus de 8 électrons de valence). Effectivement ici, on peut obtenir aussi des ions Mo6+.
Merci beaucoup pour votre réponse rapide !
De manière générale, je m'étais aperçu que pour prévoir la charge d'un ion à partir de la configuration électronique, il y avait 2 "façons de faire" : soit d'ajouter le nombre d'électrons nécessaires pour remplir la couche.
- soit d'enlever tous les électrons de la couche externe.
Le problème c'est comment faire pour savoir s'il faut ajouter ou enlever ?
Si on prend l'exemple de l'antimoine qui est en [4d10] [5p3], on peut enlever soit 3 electrons ou en ajouter.
C'est surtout, cela qui me turlupine le plus.
Suivant le contexte, l'antimoine à trois degrés d'oxydations possibles :
-3, +3, +5
Je te laisse interpréter.
Le degré d'oxydation +3 correspondrait à la perte des 3 électrons de la couche 5p
Le degré d'oxydation -3 correspondrait au gain de 3 électrons sur la couche 5p
Le degré d'oxydation +5 correspondrait à la perte de 3 électrons sur la couche 5P et de 2 électrons sur la couche 5S.
Pour rappel : [5s2] [4d10] [5p3] les électrons de valence sont au nombre de 5 et sont répartis sur les couches 5S et 5P
Je reviens vers vous, car en me renseignant, j'ai pu lire ça et là que pour prévoir un nombre d'oxydation à partir d'une configuration électronique, il faut ajouter ou enlever le nombre d'électrons de telle sorte à ce que la couche soit pleine ou demi-pleine.
Je ne sais que penser de cette information (qui me paraît fiable), mais c'est la première fois que je lis ça.
Merci à vous tous pour votre aide et bonne journée !
de telle sorte à ce que la couche soit pleine ou demi-pleine.
D'accord avec toi pour la couche pleine dans la mesure où les structures électroniques des gaz nobles sont les plus stables.
Pas d'accord avec toi concernant la couche demie pleine dans le cas général. A ce compte là l'atome d'hydrogène serait stable puisque sa couche de valence contient 1 électron pour une saturation à 2 ; l'atome de carbone serait stable puisque sa couche de valence contient 4 électrons pour une saturation à 8...
Je pense que tu confonds avec le cas particulier des éléments de transition pour lesquels remplir totalement le niveau d en d10 ou le remplir à moitié (en d5) apporte un supplément de stabilité par rapport aux règles habituelles (Klechkovski, Pauli, Hund...) mais ne rend pas la structure stable pour autant. Deux exemples :
1° le molybdène. Selon Klechkovski , la structure est : [Kr] 5s2 4d4. En réalité la structure suivante est un peu plus stable : [Kr] 5s1 4d5 ;
2° l'argent. Selon Klechkovski : [Kr] 5s2 4d9 ; en réalité : [Kr] 5s1 4d10
J'avais vu cela pour le mercure (qui est effectivement un élément de transition) mais ne concernait pas cette exception à la règle. J'ai lu cela dans un bouquin.
En fait la question était de prévoir les degrés d'oxydation du mercure :
Le mercure avait un degré d'oxydation de +1 car la couche 6s1 est à demi pleine,
et qu'il avait également un d.o de +II car sa couche 5d10 était pleine
Il avait aussi un degré d'oxydation 0 car sa couche 6s2 était pleine
Hg : [5d10] [6s2]
Le mercure admet effectivement, en plus du d.o. "0" correspondant au métal pur, les d.o. +I et +II mais l'argumentation de ton document n'est pas bonne.
Tous les métaux de transition, à l'exception de l'argent, peuvent se ioniser en perdant les deux électrons s de sa couche de valence, quel que soit le nombre d'électrons d : Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+,Zn2+ ... Il faut considérer cela comme un fait expérimental ; l'argument de ton corrigé n'a pas de sens.
Si le mercure existe au d.o. +I ce n'est pas parce que le niveau "s" est à demi rempli (dans ce cas là il faudrait considérer que l'atome H est stable comme déjà expliqué) mais bien parce que l'électron 6s d'un ion Hg+ permet une liaison covalente avec l'électron 6s d'un autre ion Hg+ pour former l'ion stable Hg22+. L'ion Hg+ n'est pas stable. L'argument de ton document ne tient pas !
Il faut être très modeste dans la prévision des propriétés chimiques à partir des structures électroniques. Les règles sur ces structures sont des approximations. Il faut se fier à l'expérience avant tout !
J'entends parfaitement ce que tu dis, néanmoins, je reste un peu dubitatif, c'est un livre d'annales "problèmes corrigés de chimie posés aux concours de Mines-Ponts Centrale-Supélec" Il s'agit du tome 8 aux éditions ellipses.
Le livre a été écrit par des normaliens.
M'enfin, de ce que tu me dis, je retiens surtout cette dernière phrase qui me rassure :
"Il faut être très modeste dans la prévision des propriétés chimiques à partir des structures électroniques. Les règles sur ces structures sont des approximations. Il faut se fier à l'expérience avant tout !"
Il n'existerait donc pas de règles officielles (comprendre, académiques, règles que l'on enseigne en classe) pour déterminer le nombre d'oxydation d'un ion ?
Si tu cherches des ouvrages de chimie sérieux : va voir du côté de Tec & Doc : collection Grécias ou chez Hachette ou chez Dunod. Je suis bien placé pour en parler : les livres de chez "ellipses" ne sont pas les plus fiables...
Il n'existerait donc pas de règles officielles (comprendre, académiques, règles que l'on enseigne en classe) pour déterminer le nombre d'oxydation d'un ion ?
Si pour les vingt premiers éléments du tableau périodique. Pas pour les éléments de transition. Tu peux juste retenir trois choses :
1° : à quelques exceptions près (Ag...), ils ont tendance à perdre les deux électrons nmaxs prévus par la règle de Klechkovski ;
2° : il faut envisager tous les d.o. possibles par pertes successives des électrons de valence.
3° : plus le nombre d'électrons est élevé (lignes 6 et 7 du tableau périodique), plus la situation se complique.
Juste un exemple : le manganèse [Ar] 4s2 3d5
Suivant le contexte, on trouve, en plus de zéro correspondant au métal pur les d.o. suivants : 2 ; 3 ; 4 ; 7.
2 et 7 : facile à justifier mais pourquoi 3 et 4 et pas 5 et 6 ?
D'où la conclusion de mon message précédent que tu as retenue.
Bonjour à vous,
Je me sens très sensibiliser par votre discussion. Si je peux me permettre.
Il n'existerait donc pas de règles officielles (comprendre, académiques, règles que l'on enseigne en classe) pour déterminer le nombre d'oxydation d'un ion ?
Non.
Mais je précise qu'il existe toute une pléthore de méthodes de calculs non analytiques ne pouvant se résoudre que numériquement.
La plus "simple" d'entre elle est la méthode Hartree-Fock, qui, pour dire les choses rapidement consiste à une résolution de l'équation de Schrodinger dans le cas d'une approximation de champ moyen. En faite l'interaction colombienne est calculée par des intégrales dites bi-électroniques (car elles se calcule sur des couples d'électrons). Dans cette approximation l'intégrale est considérée mono-électronique et les autres électrons créent ensemble un champ moyen interagissant avec l'électron considéré.
Ce qui se passe pour des éléments lourd c'est que les orbitales deviennent trop proches les unes des autres.Où est le problème ? Et bien, il existe une énergie dite d'échange (liée à la nature anti-symétrique de la fonction d'onde) qui stabilise l'atome si les projections de spin sont parallèles (c'est la règle de Hund). Or dans ce cas, il se peut qu'au lieu de remplir une couche s avec deux électrons de spin anti-parallèles (ce qui signifie que la règle de Hund ne se manifeste pas) l'atome peut "préférer" mettre un électron plus haut, permettant de crée une projection de spin parallèle en accord avec la règle de Hund et comme les orbitales sont très proches, le cout énergétique est plus faible que la stabilisant crée par la règle de Hund.
Avec des méthodes sophistiquées et seulement numérique, on peut déterminer avec une bonne précision ces diagrammes orbitalaires. Mais évidemment, ça reste des approximations (même si elles sont très bonnes) et aucune chance de calculer ça qualitativement "à la main" même si on est normalien.
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