Chapitre 8 : Vers des entités plus stables⚓︎
I - Le cortège électronique⚓︎
A savoir
1) La structure en couches⚓︎
Un atome est électriquement neutre : il possède Z protons dans son noyau et aussi Z électrons dans son cortège électronique.
Autour d’un atome ces électrons se répartissent dans des couches électroniques. Ces couches sont repérées par un numéro noté n (n = 1, 2, 3, …) : la couche électronique n°1 est la plus proche du noyau.
Chaque couche est divisée en sous-couches contenant un nombre limité d’électrons : les sous couches sont repérées par une lettre : « s » ou « p ».
2) La configuration électronique⚓︎
La configuration électronique d’un atome indique la répartition des électrons de l’atome dans les différentes couches et sous-couches.
Les règles de remplissage des différentes sous-couches électroniques sont :
- Jusqu’à 18 électrons, les sous-couches se remplissent dans l’ordre suivant : 1s 2s 2p 3s 3p
- Les sous-couches 1s, 2s et 3s peuvent contenir deux électrons au maximum.
- Les sous-couches 2p et 3p peuvent contenir six électrons au maximum.
- Quand une sous-couche est pleine (ou saturée), on remplit la sous-couche suivante
La dernière couche occupée dans la configuration électronique est la couche de valence (ou couche externe) : les électrons contenus dans cette couche sont les électrons de valence.
II - La classification périodique⚓︎
A savoir
La classification périodique comporte 118 éléments chimiques, dont 94 sont naturels. Elle est constituée de 18 colonnes et de 7 lignes, appelées également périodes (d’où le nom de « tableau périodique »).
1) Structure du tableau périodique⚓︎
Le tableau suivant est le tableau périodique simplifié. Il rassemble les 18 premiers éléments, présents dans les 3 premières lignes
Dans le tableau périodique, les éléments sont rangés par numéro atomique Z croissant.
Les éléments appartenant à une même ligne ont la même couche de valence. Les éléments appartenant à une même colonne ont le même nombre d’électrons de valence. Ils ont des propriétés chimiques similaires et constituent une famille chimique.
- Colonne 1 (sauf l’hydrogène) : famille des alcalins.
- Colonne 17 : famille des halogènes.
- Colonne 18 : famille des gaz rares (ou gaz nobles).
Le bloc s correspond aux éléments dont la configuration se termine par une sous couche s. Le bloc p correspond aux éléments dont la configuration se termine par une sous couche p.
2) Position d’un élément dans la classification⚓︎
Il est possible de déterminer la position d’un élément dans le tableau simplifié à partir de sa configuration électronique, et inversement :
- le numéro de la couche de valence correspond au numéro de la ligne (ou période) à laquelle appartient l’élément.
- le nombre d’électrons de valence renseigne sur le chiffre des unités du numéro de la colonne à laquelle appartient l’élément.
III - La stabilité des gaz nobles (ou gaz rares)⚓︎
A savoir
Les gaz gaz nobles (ou gaz rares) constituent la famille d’éléments chimiques située dans la dernière colonne (18ème) du tableau périodique : l’hélium, le néon, l’argon, le krypton, le xénon et le radon. Ils ont la particularité de ne pas former d’ions et de ne participer que très rarement à des réactions chimiques.
La grande stabilité chimique des gaz nobles (ou gaz rares) est due à leur couche de valence qui est complète (elle ne peut pas recevoir d’autres électrons).
Cette couche externe contient : 2 électrons pour l’hélium et 8 électrons pour les autres gaz rares.
Contrairement aux gaz nobles (ou gaz rares), les autres éléments n’existent pas naturellement sous forme d’atomes isolés, car sous cette forme, ils ne sont pas stables.
Règle de stabilité :
Pour devenir stable, les atomes cherchent à adopter la configuration électronique du gaz noble le plus proche en obtenant sur leur couche de valence :
- Soit 2 électrons de valence (règle du duet) comme l’hélium : c’est le cas de l’hydrogène ou du béryllium.
- Soit 8 électrons de valence (règle de l’octet) comme les autres gaz rares : c’est le cas des autres atomes..
III - Formation des ions monoatomiques⚓︎
A savoir
Pour se stabiliser, les atomes peuvent perdre ou gagner un ou plusieurs électrons. Ils forment ainsi des ions monoatomiques stables, avec une couche de valence saturée (complète) comme le gaz noble le plus proche.
Deux exemples de de formation d'ions monoatomiques:
| l'atome de chlore (Z = 17) | l'atome de magnésium (Z = 12) | |
|---|---|---|
| configuration électronique | \(1s^2~2s^2~2p^6~3s^2~3p^5\) | \(1s^2~2s^2 2p^6~3s^2\) |
| électrons de valence | 7 électrons de valence | 2 électrons de valence |
| gaz noble le plus proche | Argon(Z=18) | Neon(Z=10) |
| Configuration du gaz rare le plus proche | \(1s^2~2s^2~2p^6~3s^2~3p^6\) | \(1s^2~2s^2~2p^6\) |
| gain ou perte | gain de 1 électron | perte de 2 électrons |
| formule de l'ion | \(Cℓ^-\) | \(Mg^{2+}\) |
Les atomes des éléments d’une même colonne du tableau périodique forment des ions monoatomiques de même charge.
Formules des ions à connaître par cœur :
IV - Formation des molécules⚓︎
A savoir
1) Liaison covalente et doublet non liant⚓︎
Pour se stabiliser, les atomes peuvent mettre en commun des électrons et ainsi établir des liaisons avec d’autres atomes : ils forment alors des molécules.
Un doublet liant (ou liaison covalente simple) est la mise en commun de 2 électrons de valence entre deux atomes, chaque atome fournissant un électron : il se schématise par un trait ENTRE les deux atomes.
Un doublet non liant est constitué de 2 électrons de valence qui ne participent pas aux liaisons covalentes : il est représenté par un trait placé SUR l’atome.
2) Schéma de Lewis⚓︎
Le schéma de Lewis d’une molécule indique l’organisation des électrons de valence de chaque atome en représentant par des traits les doublets liants entre atomes et les doublets non liants sur les atomes.
Il permet de justifier la stabilité des atomes dans la molécule : chaque atome possède une configuration électronique semblable à celle du gaz noble le plus proche (2 ou 8 électrons de valence).
