La configuration électronique et les électrons de valence
Les électrons d'un atome constituent le cortège électronique. Les électrons sont organisés en couches et sous-couches. On les appelle électrons de valences lorsqu'ils sont sur la dernière couche de la configuration électronique, la plus éloignée du noyau. Les électrons de valence ont un rôle capital pour interpréter la stabilité chimique d'une entité.
La configuration électronique
La configuration électronique de l'atome représente la répartition des électrons :
- en couches « 1, 2, 3, etc. »
- sous-couches « s, p, etc.»
Dans un atome, les électrons se répartissent sur des couches de plus en plus éloignées du noyau. Notre étude se limitera à la 3ème couche mais il en existe plus.
La configuration électronique d'un atome indique la répartition des électrons de l'atome sur les sous-couches électroniques : \text{1s}, \text{2s}, \text{2p}, \text{3s} et \text{3p}. Les chiffres « 1, 2 et 3 » indiquent la couche. Les lettres « \text{s} et \text{p} » indiquent la sous-couche. Ces couches et sous-couches ne peuvent contenir qu'un nombre limité d'électrons :
- couche 1 : 2 électrons au maximum ;
- couche 2 : 8 électrons au maximum ;
- sous-couches \text{s} : 2 électrons au maximum ;
- sous-couches \text{p} : 6 électrons au maximum.
L'atome de fluor \ce{^{19}_{9}F}, de configuration électronique \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}, possède :
- 2 électrons sur sa couche 1 dont 2 électrons dans sa sous-couche 1s ;
- 7 électrons sur sa couche 2 dont 2 électrons dans sa sous-couche 2s et 5 électrons dans sa sous-couche 2p.
Pour déterminer la configuration électronique d'un atome, on suit les règles de construction suivantes :
- Règle 1 : repérer le nombre d'électrons de l'atome.
- Règle 2 : occuper les sous-couches électroniques dans l'ordre : \text{1s}, \text{2s}, \text{2p}, \text{3s}, \text{3p}.
- Règle 3 : commencer le remplissage d'une nouvelle couche, uniquement, lorsque la précédente est pleine.
L'écriture conventionnelle de l'atome de fluor est \ce{^{19}_{9}F}. Pour trouver sa configuration électronique, il faut suivre les règles suivantes :
- Règle 1 : l'atome de fluor possède 9 électrons, car il a 9 protons d'après son écriture conventionnelle.
- Règle 2 : l'ordre de remplissage est : \text{1s}, \text{2s}, \text{2p}, \text{3s}, \text{3p}.
- Règle 3 : on place les 9 électrons en suivant l'ordre de remplissage et on obtient : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}.
La configuration électronique du fluor est : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}.
Les électrons de valence
La couche externe de la configuration électronique d'un atome contient les électrons de valence. Ce sont les électrons les plus éloignés du noyau. Ils ont un rôle capital pour interpréter la stabilité chimique d'une entité.
Électrons de valence
Les électrons de valence sont les électrons qui permettent d'expliquer la réactivité chimique des atomes. Dans la configuration électronique, ce sont les électrons de la dernière couche occupée, appelée couche de valence.
D'après sa configuration électronique, l'atome de fluor possède 7 électrons de valence :
Les électrons qui n'appartiennent pas à la dernière couche électronique sont appelés « électrons de cœur ». Ce sont les électrons les plus proches du noyau. Lorsque la dernière couche est pleine, il n'y a que des électrons de cœur.
La position d'un élément chimique dans le tableau périodique
La configuration électronique d'un élément chimique permet sa classification dans le tableau périodique. Elle permet également de constituer des familles chimiques ayant des propriétés chimiques identiques et de commenter la stabilité d'un élément chimique donné.
Le lien entre le tableau périodique et la configuration électronique
Dans le tableau périodique des éléments :
- la ligne d'un élément chimique détermine sa couche,
- la colonne détermine sa sous-couche.
La nature de la dernière sous-couche occupée « \text{s} ou \text{p} » est liée au bloc auquel appartient l'élément chimique :
Le nombre d'électrons sur la dernière sous-couche électronique est lié à la colonne à laquelle appartient l'élément chimique :
Le numéro de la couche de valence « 1, 2 ou 3 » est lié à la ligne à laquelle appartient l'élément chimique :
La configuration électronique de l'atome de fluor permet de déduire que cet élément est situé sur la 2e ligne et dans la 5e colonne du bloc \text{p} :
On peut aussi faire l'opération inverse et déterminer la configuration électronique d'un atome par lecture du tableau périodique.
L'atome de Fluor est sur la 2ème ligne donc sa dernière couche électronique occupée est la deuxième. Il est sur la 5ème colonne donc possède 5 électrons de valence sur la sous couche p.
Toutes les sous couches précédentes sont pleines, on en déduit la configuration électronique de l'atome de fluor :
\text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}
Les familles chimiques dans le tableau périodique
Les familles chimiques regroupent des éléments ayant des propriétés chimiques identiques. Elles sont visibles dans le tableau périodique.
Les familles chimiques regroupent les éléments chimiques qui ont des propriétés chimiques communes. Les atomes associés à ces éléments ont en commun leur nombre d'électrons de valence et sont donc situés sur une même colonne du tableau périodique.
Quatre familles chimiques portent des noms particuliers et sont à connaître :
- les alcalins ;
- les alcalino-terreux ;
- les halogènes ;
- les gaz nobles.
Grâce à la position du fluor dans le tableau périodique, on peut trouver sa configuration électronique mais on peut aussi dire qu'il appartient à la famille des halogènes.
Les autres familles peuvent être dénommées en fonction de l'élément de la première ligne appartenant à la même colonne.
La réactivité et la stabilité chimique
La saturation en électrons de la couche externe assure la stabilité de l'espèce chimique. Au contraire, l'absence de saturation de la couche externe en électrons de valence explique la réactivité d'une espèce chimique.
La stabilité des gaz nobles
La couche externe des gaz nobles est saturée en électrons, les gaz nobles sont donc chimiquement inertes car stables.
Tous les gaz nobles ont la particularité d'être chimiquement inertes. Ils ne présentent quasiment aucune réactivité chimique. Ils doivent leur stabilité chimique au fait que leurs couches de valence sont complètes ou saturées.
L'argon est un gaz noble présentant très peu de réactivité chimique. Reprenons le tableau périodique pour trouver sa configuration électronique. Il est sur la troisième ligne donc sa couche de valence est la troisième et sur la dernière colonne donc sa sous couche est pleine et possède 6 électrons.
Sa configuration électronique est « \text{1s}^2\text{2s}^2\text{2p}^6\text{3s}^2\text{3p}^6 ».
On observe que la troisième couche de l'argon « \text{3s}^2\text{3p}^6 » est pleine, sa couche de valence est bien complète.
La quête de stabilité des autres éléments chimiques
Les éléments chimiques autres que les gaz nobles, ne respectent pas le critère de stabilité chimique. Ils réagissent donc de manière à saturer leur couche externe en formant des liaisons ou des ions afin d'acquérir une configuration électronique similaire à celle des gaz nobles.
Les éléments chimiques réagissent de manière à acquérir une configuration électronique analogue à celle d'un gaz noble. Ces éléments font en sorte d'avoir une couche électronique de valence complète. Pour arriver à cette fin, ils peuvent former des ions ou des molécules.
Comme vu précédemment la configuration électronique du Fluor est \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}. Il lui manque donc un électron pour que sa couche de valence « \text{2s}^2\text{2p}^6 » soit pleine.
Par conséquent on ne trouve pas de fluor sous la forme d'atomes isolés dans la nature, mais sous forme d'ions ou dans des molécules. Cela permet au fluor d'avoir une couche de valence complète et une configuration électronique analogue à celle d'un gaz noble, l'argon.
Les ions monoatomiques
Les ions monoatomiques sont des entités chimiques formées à partir des atomes et qui leur permet d'atteindre la stabilité chimique. Leurs charge dépend soit du nombre d'électrons de valence des atomes dont ils sont issus, soit de leur position dans le tableau périodique. Un certain nombre d'ions monoatomiques sont à connaître.
La formation et les formules des ions monoatomiques
C'est à partir de la configuration électronique d'un atome et de son nombre d'électrons de valence que s'explique la formation de l'ion monoatomique associé, qui respecte le critère de stabilité chimique.
Pour avoir une configuration électronique similaire à celle d'un gaz noble, les éléments chimiques tendent à acquérir une couche de valence complète : « \text{1s}^{2} » ou « \text{2s}^{2}\text{2p}^{6} » ou « \text{3s}^{2}\text{3p}^{6} »
Pour arriver à cette fin, ils peuvent :
- perdre n électrons et former des cations \text{X}^{n+} ;
- gagner n électrons et former des anions \text{X}^{n-} .
En gagnant ou en perdant le minimum d'électrons nécessaires.
L'atome de fluor a tendance à gagner un électron pour avoir une couche électronique (2) complète :
{\ce{^{19}_{9}F} }: \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5} \xrightarrow{\text{gain de 1}{\text{ électron}}} \text{ion }\ce{^{19}_{9}F^{\textcolor{Red}{-}}}: \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{\textcolor{Red}{6}}
D'après la configuration électronique de l'atome d'hydrogène (^1_1\text{H}:1\text{s}^{1}), celui-ci devrait gagner un électron et former l'ion \ce{H^{-}} pour obtenir la configuration électronique du gaz noble le plus proche. En réalité, il forme l'ion \ce{H^{+}} en perdant son seul électron de valence. L'ion \ce{H^{-}} est obtenu dans des conditions très particulières.
Le lien entre le tableau périodique et les ions monoatomiques
Le nombre d'électrons de valence d'un atome est associé aux colonnes du tableau périodique. Il est possible d'en déduire l'ion monoatomique correspondant en ajoutant ou en retirant les électrons manquant pour s'approcher de la configuration électronique du gaz noble le plus proche, critère de la stabilité chimique.
Le tableau périodique permet de retrouver rapidement et facilement l'ion monoatomique que forme un élément chimique :
Les éléments chimiques appartenant à la famille des halogènes sont situés dans l'avant-dernière colonne du tableau périodique. Ils gagnent leur électron de valence pour former des anions \text{X}+\textcolor{Red}{e^-}\ce{->}\text{X}^{\textcolor{Red}{-}}.
C'est le cas du fluor : \text{F}+\textcolor{Red}{e^-}\ce{->}\text{F}^{\textcolor{Red}{-}}.
Les ions monoatomiques communs à connaître
Les ions hydrogène, sodium, potassium, calcium, magnésium, chlorure et fluorure sont à connaître.
| Ion hydrogène | \ce{H^{+}} | 1\text{s}^0 |
| Ion sodium | \ce{Na^{+}} | 1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6 |
| Ion potassium | \ce{K^{+}} | 1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6 3\text{s}^2 3\text{p}^6 |
| Ion calcium | \ce{Ca^{2}^+} | 1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6 3\text{s}^2 3\text{p}^6 |
| Ion magnésium | \ce{Mg^{2}^+} | 1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6 |
| Ion chlorure | \ce{Cl^{-}} | 1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6 3\text{s}^2 3\text{p}^6 |
| Ion fluorure | \ce{F^{-}} | 1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6 |
Les molécules : la liaison covalente et le schéma de Lewis
La stabilité chimique d'une molécule est assurée par le partage d'électrons entre chaque atome. Ce partage est modélisé par la liaison covalente. Le schéma de Lewis est une écriture conventionnelle permettant de représenter des atomes et des molécules.
Le modèle de la liaison covalente
Au sein d'une molécule, les liaisons covalentes permettent d'obtenir une configuration électronique assurant la stabilité chimique grâce à un partage d'électrons. Le nombre de liaisons covalentes que peut assurer un atome dans une molécule dépend de son nombre d'électrons de valence. Ainsi, le nombre de liaisons dépend de la position de l'atome dans le tableau périodique.
Pour avoir une configuration électronique similaire à celle d'un gaz noble, les éléments chimiques tendent à acquérir une couche de valence complète :
\text{1s}^{2}\text{ ou }\text{2s}^{2}\text{2p}^{6}\text{ ou }\text{3s}^{2}\text{3p}^{6}
Pour arriver à cette fin, les éléments chimiques peuvent compléter leur couche de valence en établissant autant de liaisons covalentes avec d'autres atomes qu'ils leur manquent d'électrons de valence.
L'atome de carbone doit établir quatre liaisons covalentes pour que sa deuxième couche électronique soit complète. En effet, il a besoin que d'autres atomes lui partagent quatre électrons pour assurer sa stabilité chimique au sein d'une molécule. Ces quatre liaisons covalentes permettent au carbone d'obtenir la même configuration électronique que le néon :
{\ce{^{12}_{6}C}} : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{2} \xrightarrow{\text{création de 4 liaisons covalentes}} \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{\textcolor{Red}{6}}
Le tableau périodique permet de retrouver rapidement et facilement le nombre de liaisons covalentes que forment la plupart des éléments chimiques du bloc \text{p} :
L'atome de fluor est situé dans l'avant-dernière colonne du tableau périodique. Le fluor peut former une liaison covalente avec un autre atome.
Énergie de liaison
L'énergie de liaison, exprimée en kJ.mol-1, correspond à l'énergie qu'il faut fournir pour rompre une liaison covalente. Une liaison covalente est d'autant plus forte que son énergie de liaison est importante.
L'énergie de la liaison covalente entre l'hydrogène et l'oxygène est de 463 kJ.mol-1 dans la molécule d'eau. Cette valeur représente la quantité d'énergie nécessaire pour rompre les liaisons covalentes d'une mole d'eau pure.
Le schéma de Lewis d'un atome et d'une molécule
Dans le schéma de Lewis d'un atome, on représente les paires d'électrons par un trait nommé doublet électronique. Dans le schéma de Lewis d'une molécule, on représente tous les doublets liants et non liants des atomes qui la composent. Le schéma de Lewis d'une molécule permet d'expliquer sa stabilité chimique.
Lorsque deux atomes se lient par une liaison covalente, chacun met en commun un de ses électrons de valence. On peut alors distinguer deux types d'électrons de valence. Ces électrons se répartissent dans des groupes de deux, appelés « doublets électroniques » :
- les doublets électroniques provenant d'électrons partagés entre deux atomes pour créer une liaison covalente et qui constitueront des « doublets liants » entre les atomes ;
- les doublets électroniques que l'atome ne partage pas et qui constitueront des « doublets non liants ».
L'atome d'oxygène possède six électrons de valence sur sa deuxième couche. Pour la remplir il en partage deux en créant deux liaisons covalentes donc deux doublets liants :
{\ce{^{16}_{8}O}} : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{4} \xrightarrow{\text{création de 2 liaisons covalentes}} \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{\textcolor{Red}{6}}
Il lui reste alors 4 électrons de valence sur sa deuxième couche, c'est-à-dire deux doublets non liants.
Le schéma de Lewis d'un atome doit faire apparaître tous les doublets électroniques qui le concernent :
- les doublets liants, représentés par des tirets dirigés vers d'autres atomes ;
- les doublets non liants, représentés par des tirets autour de cet atome.
Le schéma de Lewis d'une molécule doit faire apparaître tous les doublets électroniques concernant les atomes qui la composent.
Dans les schémas de Lewis des molécules où l'atome d'oxygène est impliqué, les deux doublets liants et les deux doublets non liants le concernant sont toujours représentés ainsi :
La formule de Lewis d'une molécule est obtenue en accolant les schémas de Lewis des atomes dont la nature et le nombre sont renseignés par la formule brute de la molécule.
La formule brute de la molécule d'éthanol est \ce{C2H6O}.
L'hydrogène mobilise son seul électron de valence dans une liaison covalente, il n'a donc qu'un doublet liant dans son schéma de Lewis.
Le tableau périodique permet de déterminer la configuration électronique du carbone.
\text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{2}
Le Carbone a donc 4 électrons de valence qu'il mobilise dans 4 liaisons covalentes, ce qui lui fait 4 doublets liants dans son schéma de Lewis.
Les schémas de Lewis des atomes qui composent la molécule d'éthanol sont donc :
En les accolant, on obtient la formule de Lewis de cette molécule :
