Pourquoi le sodium et le potassium réagissent-ils de la même façon avec l'eau ? Pourquoi l'hélium, le néon ou l'argon ne réagissent-ils presque avec rien ? Pourquoi l'oxygène forme-t-il deux liaisons et le carbone quatre ? Toutes ces questions trouvent leur réponse dans la façon dont les électrons se répartissent autour du noyau.
L'atome de noyau $\ce{_ZX}$ possède $Z$ électrons.
Définition
Les $Z$ électrons d'un atome forment le cortège électronique. Ils se répartissent en couches concentriques autour du noyau, numérotées par le nombre quantique principal $n$ ($n = 1$, $2$, $3$…).
Ces couches sont elles-mêmes divisées en sous-couches notées $\text{s}$, $\text{p}$, $\text{d}$ et $\text{f}$.
En seconde, on se limite aux 18 premiers éléments ($Z \leqslant 18$) : seules les sous-couches $\text{s}$ et $\text{p}$ sont alors occupées. La couche $n = 1$ ne contient qu'une sous-couche, notée $1\text{s}$ ; les couches $n = 2$ et $n = 3$ contiennent chacune une sous-couche $\text{s}$ et une sous-couche $\text{p}$ (la couche $n = 3$ contient aussi une sous-couche $3\text{d}$, qui n'est pas utilisée pour $Z \leqslant 18$).
À retenir
Une sous-couche s est saturée lorsqu'elle contient 2 électrons.
Une sous-couche p est saturée lorsqu'elle contient 6 électrons.
Pour obtenir la configuration la plus stable (dite à l'état fondamental), les sous-couches se remplissent dans l'ordre :
$1\text{s} \rightarrow 2\text{s} \rightarrow 2\text{p} \rightarrow 3\text{s} \rightarrow 3\text{p}$
Animation
Remplir le cortège électronique, électron par électron
Chaque électron ajouté prend la première place libre, dans l'ordre 1s, 2s, 2p, 3s, 3p : une sous-couche n'est entamée que lorsque la précédente est pleine.
Non : le dessin en cercles concentriques est une image commode, héritée du modèle de Bohr (1913). En mécanique quantique, un électron n'a pas de trajectoire ; on sait seulement calculer où il a le plus de chances de se trouver. Une couche correspond à une zone où les électrons sont, en moyenne, à peu près à la même distance du noyau, et d'autant plus loin que $n$ est grand. Les sous-couches $\text{s}$ et $\text{p}$ correspondent à des zones de présence de formes différentes (sphérique pour $\text{s}$, en haltères pour $\text{p}$).
Zones de présence de l'électron de l'atome d'hydrogène, vues en coupe et à la même échelle (calculées avec l'équation de Schrödinger). Plus la couleur est intense, plus l'électron a de chances de s'y trouver. Les deux couleurs distinguent des parties de l'orbitale de « signes » opposés, une notion qui dépasse le lycée.
L'ordre de remplissage ne suit d'ailleurs pas toujours l'ordre des couches : à partir de $Z = 19$ (potassium), la sous-couche $4\text{s}$ se remplit avant la $3\text{d}$.
Définition
La configuration électronique d'un atome est la répartition de ses électrons dans les différentes couches et sous-couches.
On l'écrit en indiquant chaque sous-couche occupée, avec en exposant son nombre d'électrons.
Exemple
La configuration électronique de l'atome de sodium (numéro atomique $Z = 11$) à l'état fondamental est $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^1$ : 2 + 2 + 6 + 1 = 11 électrons. Cette configuration permet de retrouver la position de l'élément sodium dans le tableau périodique : il se situe dans la 3e période et la 1re colonne du bloc s, et par conséquent dans la 1re colonne du tableau.
Questions
Donner la configuration électronique du carbone ($Z = 6$), puis celle de l'aluminium ($Z = 13$).
Carbone, 6 électrons : 2 dans $1\text{s}$, 2 dans $2\text{s}$, il en reste 2 pour $2\text{p}$, d'où $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^2$.
Aluminium, 13 électrons : $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6$ en contient déjà 10 ; il en reste 3, dont 2 dans $3\text{s}$ et 1 dans $3\text{p}$, d'où $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^1$.
Pour vérifier, on additionne les exposants : on doit retrouver $Z$.
Entraînement
Écrire une configuration électronique
Tapez les exposants comme des chiffres ordinaires, par exemple 1s2 2s2 2p3 : l'aperçu les affiche en exposant.
On obtient ainsi les configurations électroniques des 18 premiers éléments. Cliquez sur un élément pour l'examiner en détail.
Tableau interactif
Configurations électroniques des 18 premiers éléments
Selon la sous-couche en cours de remplissage, $\text{s}$ ou $\text{p}$, on fait apparaître deux blocs dans ce début de tableau périodique (mode « Blocs » ci-dessus). L'hélium, de configuration $1\text{s}^2$, appartient au bloc $\text{s}$, mais il est placé à droite, avec les autres gaz nobles (nous verrons pourquoi plus bas).
Si l'on étend au tableau entier, on voit apparaître les deux autres blocs, associés aux sous-couches $\text{d}$ et $\text{f}$.
Le tableau périodique complet (118 éléments), coloré selon les blocs. Le bloc $\text{f}$ est placé sous le tableau pour qu'il ne soit pas trop large.
Définition
Les électrons de valence sont les électrons appartenant à la couche de nombre quantique principal $n$ le plus élevé, ainsi que les électrons appartenant à des sous-couches partiellement remplies.
Exemples
L'atome de sodium a un électron de valence à l'état fondamental, l'électron appartenant à la sous-couche $3\text{s}$ : $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,{\color{#2A6BC4}{3\text{s}^1}}$.
L'atome de soufre ($Z = 16$) en a six, ceux des sous-couches $3\text{s}$ et $3\text{p}$ : $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,{\color{#2A6BC4}{3\text{s}^2\,3\text{p}^4}}$.
Les électrons de valence sont ainsi les électrons les plus périphériques. C'est à travers eux qu'un atome interagit avec d'autres entités : ils sont donc responsables de ses propriétés chimiques. Les autres électrons, plus proches du noyau, sont appelés électrons de cœur.
Tableau interactif
Électrons de valence et familles chimiques
Cela explique la « périodicité » du tableau périodique : sont placés dans une même colonne des éléments ayant la même configuration électronique de leurs électrons de valence (au numéro de la couche près).
Définition
Une famille chimique est un ensemble d'éléments chimiques appartenant à une même colonne du tableau périodique et partageant des propriétés chimiques et physiques similaires.
La similarité des propriétés observées à l'échelle macroscopique est associée, à l'échelle microscopique, à l'identité des configurations électroniques de valence des atomes isolés de ces éléments.
Exemple : la famille des alcalins
Le lithium, le sodium, le potassium, etc. ont en commun une configuration électronique fondamentale de l'atome isolé du type $n\text{s}^1$. Ils constituent la famille des alcalins (ou métaux alcalins), placés dans la 1re colonne. L'hydrogène, bien que placé dans cette colonne, n'en fait pas partie : c'est un gaz, aux propriétés très différentes.
Exemple : la famille des halogènes
L'avant-dernière colonne, la 17e, juste avant la 18e des gaz nobles, correspond à la famille des halogènes (fluor, chlore, brome, iode…), de configuration de valence $n\text{s}^2\,n\text{p}^5$. Leur nom vient du grec et signifie « qui forme des sels ».
Remarque
La grande réactivité de ces deux familles s'explique par la proximité des gaz nobles, comme nous allons le voir dans la suite : les alcalins n'ont qu'un électron de plus que le gaz noble qui les précède, et il ne manque qu'un électron aux halogènes pour avoir la configuration du gaz noble qui les suit.
À retenir : écriture condensée
On peut condenser l'écriture d'une configuration électronique en écrivant seulement la configuration des électrons de valence, précédée du symbole, entre crochets, de l'élément ayant la configuration des électrons de cœur. Il s'agit toujours de l'élément de la dernière colonne (la famille des gaz nobles) qui précède.
Exemple : le soufre $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4$ s'écrit $[\text{Ne}]\,3\text{s}^2\,3\text{p}^4$, car $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6$ est la configuration du néon.
Définition
Les lignes du tableau périodique, appelées périodes, correspondent au $n$ le plus élevé parmi les sous-couches remplies ou en cours de remplissage.
Tableau interactif
Écriture condensée et périodes
Une période commence ainsi toujours par un élément de configuration de valence $n\text{s}^1$ (le premier élément de la colonne des alcalins) et se termine par un gaz noble, dont toutes les sous-couches de valence sont pleines.
À retenir
Pour trouver l'emplacement d'un élément dans le tableau périodique ($Z \leqslant 18$) à partir de la configuration de ses électrons de valence :
Questions
Placer l'élément dont la configuration électronique des électrons de valence est $2\text{s}^2$, puis celui dont la configuration de valence est $3\text{s}^2\,3\text{p}^4$.
$2\text{s}^2$ : $n = 2$, donc 2e ligne ; $\text{s}^{\textcolor{#D97706}{2}}$, donc ${\color{#D97706}{2}}$e colonne. C'est le béryllium ($1\text{s}^2\,2\text{s}^2$, $Z = 4$).
$3\text{s}^2\,3\text{p}^4$ : $n = 3$, donc 3e ligne ; $\text{p}^{\textcolor{#D97706}{4}}$, donc $12 + {\color{#D97706}{4}} = 16$e colonne. C'est le soufre ($Z = 16$).
Entraînement
De la configuration à la case, et réciproquement
À retenir
Les configurations électroniques les plus stables sont celles des gaz nobles, de la 18e et dernière colonne : leur couche de valence est saturée (remplie).
Tableau interactif
Les gaz nobles et leur couche de valence pleine
C'est d'ailleurs ce qui explique la position décalée de l'hélium : sa couche $n = 1$ saturée lui confère une grande stabilité, qui l'apparente aux autres gaz nobles. Les gaz nobles (hélium, néon, argon…) ne réagissent pratiquement avec aucune autre espèce chimique : on les trouve dans l'air sous forme d'atomes isolés.
Les autres atomes ont tendance à évoluer vers une configuration électronique plus stable, celle du gaz noble le plus proche d'eux dans le tableau périodique. Comment ?
Questions
Quels éléments vont avoir tendance à gagner des électrons, ceux qui précèdent ou ceux qui suivent les gaz nobles ? Quel type d'ions formeront-ils ?
Et quels éléments vont avoir tendance à perdre des électrons ? Pour former quel type d'ions ?
Les éléments qui précèdent un gaz noble (colonnes 16 et 17) n'ont besoin que de 2 ou 1 électron(s) de plus pour atteindre sa configuration : ils ont tendance à gagner des électrons et à former des ions chargés négativement, des anions. Le chlore donne ainsi l'ion chlorure $\ce{Cl-}$, qui a la configuration de l'argon.
Les éléments qui suivent un gaz noble (colonnes 1 et 2, ainsi que l'aluminium dans la colonne 13) n'ont que 1, 2 ou 3 électron(s) de valence : en les perdant, ils retrouvent la configuration du gaz noble précédent. Ils ont tendance à perdre des électrons et à former des ions chargés positivement, des cations. Le sodium donne ainsi l'ion sodium $\ce{Na+}$, qui a la configuration du néon.
Animation
De l'atome à l'ion
Tableau interactif
Les ions monoatomiques courants
À retenir
La charge d'un ion monoatomique courant se déduit de la position de l'élément dans le tableau périodique :
| colonne | 1 | 2 | 16 | 17 |
|---|---|---|---|---|
| ion formé | $\ce{X+}$ | $\ce{X^2+}$ | $\ce{X^2-}$ | $\ce{X-}$ |
Ions à connaître : $\ce{H+}$ ion hydrogène, $\ce{Na+}$ ion sodium, $\ce{K+}$ ion potassium, $\ce{Ca^2+}$ ion calcium, $\ce{Mg^2+}$ ion magnésium, $\ce{Cl-}$ ion chlorure, $\ce{F-}$ ion fluorure.
Remarques
Les cations portent le nom de l'élément (ion sodium, ion calcium…) ; les anions monoatomiques prennent la terminaison -ure (ion chlorure, ion fluorure, ion sulfure $\ce{S^2-}$), sauf l'oxygène, qui donne l'ion oxyde $\ce{O^2-}$.
L'ion hydrogène $\ce{H+}$ est un cas à part : en perdant son unique électron, l'atome d'hydrogène ne garde que son noyau, un simple proton, sans aucun électron.
Le potassium ($Z = 19$) et le calcium ($Z = 20$) suivent l'argon : leurs ions $\ce{K+}$ et $\ce{Ca^2+}$ ont la configuration de l'argon. L'aluminium, dans la colonne 13, forme aussi un ion courant, $\ce{Al^3+}$, en perdant ses 3 électrons de valence.
Quiz
Nommer les ions, écrire leur formule
Question
L'ion $\ce{X^2-}$ a pour configuration électronique $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6$. Déterminer le nom et le symbole de cet ion grâce au tableau périodique.
L'ion possède $2 + 2 + 6 = 10$ électrons. Un anion doublement chargé a 2 électrons de plus que l'atome : l'atome $\ce{X}$ possède donc 8 électrons, d'où $Z = 8$ : c'est l'oxygène. Il s'agit de l'ion oxyde $\ce{O^2-}$, qui a la configuration électronique du néon.
Deuxième façon d'acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche : mettre des électrons en commun.
Définition
Si deux atomes mettent en commun chacun un de leurs électrons de valence, ils forment une liaison covalente : les deux électrons mis en commun forment un doublet liant, qui appartient aux deux atomes à la fois.
Résultat : chaque atome compte désormais dans son entourage l'électron apporté par l'autre, en plus du sien. Tout se passe comme si chacun des deux atomes avait gagné un électron sur sa couche de valence, alors qu'aucun électron n'a quitté l'autre atome : les deux électrons sont partagés.
Question
Quels éléments vont le plus avoir tendance à former des liaisons covalentes ? Ceux qui précèdent ou ceux qui suivent les gaz nobles ?
Une liaison covalente fait « gagner » un électron à chacun des deux atomes liés. Elle profite donc aux éléments à qui il manque des électrons pour atteindre la configuration du gaz noble suivant, c'est-à-dire ceux qui précèdent les gaz nobles (colonnes 14 à 17), ainsi qu'à l'hydrogène, à qui il manque un électron pour avoir la configuration de l'hélium.
Le nombre de liaisons qu'un atome forme est égal au nombre d'électrons qui lui manquent : 4 pour le carbone (colonne 14), 3 pour l'azote, 2 pour l'oxygène, 1 pour le chlore et pour l'hydrogène.
Tableau interactif
Nombre de liaisons covalentes formées
Définition
Dans le schéma de Lewis d'une molécule, on représente tous les électrons de valence de tous les atomes qui la constituent. Ces électrons s'organisent :
Chaque doublet, liant ou non liant, est représenté par un trait et contient 2 électrons.
Vérifions, sur le schéma de Lewis ci-dessous, qu'on retrouve bien tous les électrons de valence apportés par les 6 atomes.
Schéma interactif
Une molécule à six atomes : $\ce{CH3FO}$
Cliquez sur un atome pour voir les doublets qui l'entourent.
Questions
Donner la configuration électronique de chaque élément et repérer ses électrons de valence.
Quel est le nombre d'électrons de valence apportés par les atomes de cette molécule ?
Chaque doublet, liant ou non liant, représente deux électrons. Combien d'électrons sont représentés dans ce schéma de Lewis ? Le compte est-il bon ?
Configurations électroniques (électrons de valence en couleur) :
Cela fait $3 \times 1 + 4 + 6 + 7 = 20$ électrons de valence.
Le schéma comporte 5 doublets liants et 5 doublets non liants, soit 10 doublets et donc $10 \times 2 = 20$ électrons. Le compte est bon.
Question
Reprendre les questions précédentes en remplaçant l'atome de fluor F par un atome de chlore Cl, l'atome de carbone C par un atome de silicium Si et l'atome d'oxygène O par un atome de soufre S.
Schéma interactif
Même famille, même schéma : $\ce{ClH3SSi}$
Cliquez sur un atome pour voir les doublets qui l'entourent.
On retrouve $3 \times 1 + 4 + 6 + 7 = 20$ électrons de valence, et le même schéma de Lewis, à 10 doublets. Ce n'est pas un hasard : Si, S et Cl sont dans les mêmes colonnes que C, O et F, ils ont la même configuration de valence (avec $n = 3$ au lieu de $n = 2$), donc le même nombre d'électrons de valence, et ils forment le même nombre de liaisons.
Questions
À part l'hydrogène, de combien de doublets doit être entouré un atome dans un schéma de Lewis pour se retrouver avec le même nombre d'électrons de valence que le gaz noble qui le suit dans le tableau périodique (ce qui lui confère un gain de stabilité) ?
Et pour l'hydrogène, combien en faut-il ?
Les gaz nobles qui suivent les éléments des périodes 2 et 3 (le néon et l'argon) ont 8 électrons de valence : un atome doit donc être entouré de 4 doublets, liants ou non liants.
L'hydrogène est suivi de l'hélium, qui n'a que 2 électrons : il lui faut un seul doublet, et ce sera toujours un doublet liant (l'hydrogène forme une seule liaison).
À retenir
Dans le schéma de Lewis d'une molécule stable, chaque atome (sauf l'hydrogène) est entouré de 4 doublets, soit 8 électrons comme le gaz noble qui le suit ; l'hydrogène est entouré d'un seul doublet liant, soit 2 électrons comme l'hélium.
Exemple : l'acide méthanoïque
L'acide méthanoïque, de formule $\ce{HCOOH}$, est utilisé par les abeilles, les fourmis et les orties pour se défendre (c'est lui qui pique).
Combien d'électrons de valence sont apportés par ses 5 atomes ? $2 \times 1$ pour les hydrogènes, $4$ pour le carbone et $2 \times 6$ pour les oxygènes : cela fait 18 électrons, soit 9 doublets. Avec ces 9 doublets, on peut envisager différents édifices.
À vous de choisir
Quel schéma de Lewis la nature choisit-elle ?
Ces trois schémas utilisent tous les 9 doublets. Choisissez celui qui confère un gain de stabilité à chacun des atomes.
Définition
L'énergie de la liaison entre deux atomes dans une molécule correspond à l'énergie nécessaire pour rompre cette liaison.
Plus cette énergie est grande, plus la liaison est solide : c'est une autre façon de dire que la molécule est plus stable que les atomes séparés. Inversement, lorsqu'une liaison se forme, la même quantité d'énergie est libérée.
Les énergies de liaison sont généralement données pour une mole de liaisons, c'est-à-dire environ $6{,}0 \times 10^{23}$ liaisons identiques (la mole sera étudiée dans le chapitre sur la quantité de matière).
Énergies moyennes de quelques liaisons, en kilojoules par mole de liaisons.
Une double liaison est plus solide qu'une simple, et une triple plus solide encore : la triple liaison du diazote $\ce{N#N}$ est l'une des plus fortes qui soient, ce qui explique que le diazote de l'air soit si peu réactif.
Pour finir, un quiz qui balaie tout le chapitre : les questions sont mélangées à chaque essai, et chaque réponse est expliquée.
Quiz
Testez-vous sur tout le chapitre