I- La configuration électronique d’un atome.

1)-  Règles :

-  Les Z électrons d’un atome se répartissent en couches électroniques

-  Notées n = 1,2,3, …

-  Ces couches électroniques sont elles-mêmes composées d’une ou plusieurs sous-couches :

-  Notées : s, p, d, f

-  Chaque sous-couche contient un nombre limité d’électrons.

2)-  Les différentes couches :

-  Couche : n = 1 : Première période

-  Elle comprend la sous-couche1s que l’on représente avec un carré :

-  La sous-couche s peut contenir au maximum 2 électrons

-  La couche n = 2

-  Elle comprend la sous-couche 2s, et la sous-couche 2p

-  La sous-couche p contient au maximum 6 électrons 

-  Représentation :

3)-  Le remplissage des différentes couches.

-  La configuration électronique d’un atome à l’état fondamental décrit la répartition de ses électrons dans les différentes sous-couches.

-  Les électrons se répartissent dans les sous-couches selon un ordre déterminé :

-  Pour la classe de seconde : 1s → 2s →2p →3s →3p, etc.

-  Lorsqu’une sous-couche est saturée, les électrons restants occupent la sous-couche suivante, puis, si nécessaire, celle d’après.

4)-  Exemple : configuration électronique de l’aluminium, Z = 13, à l’état fondamental

-  1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

-  Il y a 2 électrons sur la couche 1s

-  Les couches 1 et 2 sont saturées.

-  La couche n = 3 est la dernière couche occupée.

-  On arrête le remplissage une fois que les électrons ont été placés.

5)-  Couche électronique de valence.

-  Pour Z ≤ 18, les électrons de valence sont ceux qui occupent la couche électronique de nombre n le plus élevé.

-  Cette dernière est appelée couche électronique de valence, sa configuration électronique se nomme configuration électronique de valence.

-  Exemples :

-  Pour l’atome de silicium Si, Z = 14,

-  Sa configuration électronique est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²

-  Sa configuration électronique de valence est : 3s² 3p²

-  Pour l’atome d’aluminium Al, Z = 13,

-  Sa configuration électronique est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

-  Sa configuration électronique de valence est : 3s² 3p¹

-  Remarque : Les électrons de valence d’un atome sont responsables de sa réactivité chimique.

II- Le tableau périodique des éléments chimiques.

1)-  Structure du tableau.

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-  La classification périodique comporte 18 colonnes et 7 lignes ou périodes.

-  Les éléments sont classés par numéro atomique Z croissant.

-  On retrouve dans la classification périodique le remplissage progressif des couches électroniques.

-  Les éléments dont les atomes ont le même nombre d’électrons sur la couche électronique externe sont disposés dans une même colonne et constituent une famille.

2)-  Les trois premières périodes :

-  La première période : elle correspond au remplissage de la couche électronique n = 1.

-  Soit la sous-couche 1s qui est saturé à 2 électrons.

-  Elle comprend 2 éléments (H et He)

-  La deuxième période : elle correspond au remplissage de la couche électronique n = 2.

-  Soit la sous-couche 2s (saturé à 2 électrons) et 2p (saturé à 6 électrons) 

-  Elle comprend 8 éléments (Li, Be, – 10 cases vides –B, C, N, O, F, Ne)

-  La troisième période : elle correspond au remplissage de la couche électronique n = 3.

-  Soit la sous-couche 3s (saturé à 2 électrons) et 3p (saturé à 6 électrons) 

-  Elle comprend 8 éléments (Na, Mg, – 10 cases vides –, Al, Si, P, S, Cℓ, Ar)

3)-  Tableau périodique simplifié :

-  Dans le tableau simplifié, on ne fait apparaître que la couche électronique externe.

-  Dans le tableau périodique simplifié, deux blocs se distinguent :

-  Le bloc s : il correspond au remplissage des sous-couches s (colonnes 1 et 2)

-  Le bloc p : il correspond au remplissage des sous-couches p (colonnes 13 à 18)

-  Les éléments d’une même colonne ont des propriétés chimiques communes et constituent une même famille.

-  Les éléments de la colonne 18 (Hélium, He, néon Ne, argon, Ar) constituent la famille des gaz nobles.

-  Remarque : L’hélium, He, de configuration 1s², est une exception.

-  Il est placé dans le bloc p car ses propriétés chimiques sont celles d’un gaz noble.

4)-  Position d’un élément dans le tableau périodique.

-  Pour déterminer la ligne (ou période) et la colonne (ou famille) auxquelles un élément appartient,

  il faut repérer le numéro de la couche de valence et le nombre d’électrons de valence.

-  Exemple : Soit l’atome de phosphore, P, Z = 15.

-  Déterminer sa position (ligne et colonne) dans la classification périodique.

-  On détermine dans un premier la configuration électronique de l’atome de phosphore P.

-  Il faut placer 15 électrons sur les différentes couches et sous-couches :

-  1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

-  Le nombre n le plus grand est n = 3 : l’élément est placé dans la 3^e période.

-  D’autre part, l’élément possède 3 électrons sur la couche 3p (3p³).

-  L’élément est donc dans la 3^e colonne du bloc p qui commence à la colonne 13.

-  Il est dans la 15^e colonne.

-  En résumé, l’élément phosphore P est placé à la 3^e période et à la 15^e colonne du tableau périodique.

III- Les entités stables chimiquement.

1)-  Règles de stabilité.

-  Les gaz nobles (hélium, He, néon, Ne, argon, Ar,  ….) possèdent une stabilité énergétique remarquable.

-  Ils réagissent très rarement avec d’autres éléments.

-  Leur configuration électronique de valence est de la forme ns² np⁶.

-  Ou dans le cas de l’hélium, 1s².

-  Un atome d’hélium possède 2 électrons sur sa couche de valence (duet).

-  Un atome de néon et un atome d’argon possèdent 8 électrons sur la couche de valence (octet).

-  Règle de stabilité :

-  Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à acquérir la même configuration électronique que celle d’un gaz noble,

-  C’est-à-dire une configuration électronique de valence en duet ou en octet.

-  Pour obtenir une configuration électronique stable, les atomes forment :

-  Des ions

-  Ou des molécules.

2)-  Formation d’ions monoatomiques.

-  Pour obtenir la même configuration électronique que celle du gaz noble le plus proche,

  les atomes peuvent gagner ou perdre un ou plusieurs électrons afin de former des ions monoatomiques stables.

-  Ainsi, l’atome d’aluminium Aℓ, Z = 13, perd 3 électrons pour obtenir la configuration électronique du néon.

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-  Configuration électronique de l’atome d’aluminium : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

-  Configuration électronique de l’ion Aℓ³⁺ : 1s² 2s² 2p⁶

-  Configuration électronique du néon Ne : 1s² 2s² 2p⁶

-  Un atome de soufre S, Z = 16, gagne 2 électrons pour obtenir la configuration électronique de l’argon, le gaz noble le plus proche.

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-  Configuration électronique de l’atome de soufre : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

-  Configuration électronique de l’ion sulfure S^2– : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

-  Configuration électronique de l’argon Ar : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

-  Remarques :

-  La charge de l’ion dépend du numéro de la colonne dans laquelle se trouve l’élément dans le tableau périodique.

-  Les atomes des éléments d’un même colonne du tableau périodique forment des ions monoatomiques de même charge.

-  Tableau de quelques ions à connaître :

3)-  Formulation des molécules.

a)- Schéma de Lewis d’une molécule.

-  Le schéma de Lewis d’une molécule est une modélisation de l’enchaînement des atomes de la molécule :

-  Chaque atome est représenté par son symbole ;

-  Les électrons de valence sont regroupés :

-  en doublet(s) liants(s)

-  ou en doublet(s) non-liant(s)

-  représentés par des tirets.

-  Un doublet correspond à 2 électrons

b)- La liaison covalente :

-  La liaison covalente entre deux atomes A et B résulte de la mise en commun de deux électrons pour former un doublet liant.

-  La liaison covalente consiste en la mise en commun par deux atomes d’une ou plusieurs paires d’électrons, appelées doublets de liaisons.

-  La liaison covalente est simple, double ou triple selon que les atomes ont un, deux ou trois doublets d’électrons en communs.

-  Le nombre de doublets qu’un atome partage avec ses voisins est sa covalence.

-  En formant des liaisons de covalence, chaque atome acquiert, en général, une structure électronique en octet (ou en duet), semblable à celle du gaz noble le plus proche dans la classification périodique.

-  Grâce à cette liaison covalente, on obtient des édifices plus ou moins complexes appelés molécules.

c)- Les molécules.

-  Une molécule est une entité chimique électriquement neutre, formée d’un nombre limité d’atomes liés entre eux par des liaisons de covalence.

-  Le nombre d’atomes d’une molécule est son atomicité.

-  Dans la formule d’une molécule, les symboles des éléments présents dans la molécule sont écrits côte à côte avec, en indice, en bas à droite, le nombre d’atomes de chaque élément.

-  L’indice 1 n’est jamais spécifié.

-  Dans une molécule, les atomes se lient par des liaisons covalentes obtenues par la mise en commun de deux électrons (doublet liant).

-  Chacun des atomes possède une configuration électronique semblable à celle du gaz noble le plus proche.

-  Les électrons des liaisons appartiennent aux deux atomes.

-  Les électrons des doublets non liants appartiennent uniquement à l’atome sur lequel ils sont situés.

d)- Schéma de Lewis d’une molécule.

-  Le schéma de LEWIS précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets liants et non liants.

-  Dans le schéma de LEWIS d’une molécule :

-  Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons internes,

-  Chaque doublet d’électrons externes est figuré par un tiret.

-   On distingue les doublets liants et les doublets non liants :

-  Un doublet liant est représenté par un tiret entre les symboles de deux atomes,

-  Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.

-  Une liaison simple est notée A – B, une liaison double A = B et une liaison triple A ≡ B.

-  Application : Schéma de Lewis de la molécule de CO₂.

-  Configuration électronique de l’atome d’oxygène : 1s²2s²2p⁴

-  Il possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p⁴)

-  Il peut mettre en commun 2 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

-  Configuration électronique de carbone : 1s²2s²2p²

-  Il possède 4 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p²)

-  Il peut mettre en commun 4 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

-  Chaque atome d’oxygène va mettre en commun deux électrons avec l’atome de carbone.

-  Chaque atome d’oxygène est doublement lié à l’atome de carbone.

-  Chaque atome respecte ainsi la règle de l’octet.

ou  

e)- Énergie de liaison.

-  L’énergie de liaison d’une liaison covalente A – B correspond à l’énergie nécessaire pour rompre la liaison et reformer les atomes isolés A et B.

-  En se liant par une liaison covalente, deux atomes gagent en stabilité énergétique.

-  La molécule de dihydrogène H₂ est plus stable énergétiquement que les deux atomes d’hydrogène isolés H.

-  Schéma énergétique :

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f)- Nombre d’électrons de valence d’une molécule : 

-  Le nombre d’électrons de valence N_v d’une molécule est égal à la somme des nombres d’électrons de valence de tous les atomes qui constituent la molécule.

-  Exemple : cas de la molécule d’eau : H₂O

-  Nombre d’électrons de valence de la molécule d’eau :

-  La molécule d’eau est constituée de 2 atomes d’hydrogène H et un atome d’oxygène O

-  Nombre d’électrons de valence de chaque atome :

-  Atome d’hydrogène : Z = 1

-  Configuration électronique : 1s¹

-  Configuration électronique de valence : 1s¹

-  L’atome d’hydrogène possède 1 électron de valence

-  Atome d’oxygène :  Z = 8

-  Configuration électronique : 1s² 2s² 2p⁴

-  Configuration électronique de valence : 2s² 2p⁴

-  L’atome d’oxygène possède 6 électrons de valence.

-  Nombre d’électrons de valence de la molécule d’eau :

-  N_v = 2 × 1 + 1 × 6

-  N_v = 8

-  Cohérence avec le schéma de Lewis de la molécule d’eau :

-  Schéma de Lewis de la molécule :

-  Dans la molécule d’eau, on dénombre :

-  2 doublets liants (─) et 2 doublets non liants (─)

-  N_v = 2 × 2 + 2 × 2

-  N_v = 8

-  Le nombre d’électrons de valence de la molécule d’eau est bien en accord avec le schéma de Lewis de la molécule.

IV- Applications.

1)-  Schéma de Lewis de quelques molécules.

-  Molécule d’eau H₂O, molécule de méthanol CH₃OH,

-  Molécule de sulfure de dihydrogène H₂S,

-  Molécule d’ammoniac NH₃, méthylamine CH₃NH₂.

a)- Schéma de Lewis de la molécule d’eau :

-  Configuration électronique de l’atome d’hydrogène : 1s¹

-  Il possède 1 électron sur sa couche électronique de valence.

-  Il peut mettre en commun cet électron pour acquérir une configuration électronique de valence en duet.

-  Configuration électronique de l’atome d’oxygène : 1s²2s²2p⁴

-  Il possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p⁴)

-  Il peut mettre en commun 2 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

-  Chaque atome d’hydrogène possède un doublet liant (2 électrons), règle du DUET.

-  L’atome d’oxygène possède 2 doublets liants et 2 doublets non liants, 8 électrons, règle de L’OCTET

b)- Schéma de Lewis de la molécule de méthanol CH₃OH :

-  Configuration électronique de l’atome d’hydrogène : 1s¹

-  Il possède 1 électron sur sa couche électronique de valence.

-  Il peut mettre en commun cet électron pour acquérir une configuration électronique de valence en duet.

-  Configuration électronique de l’atome d’oxygène : 1s²2s²2p⁴

-  Il possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p⁴)

-  Il peut mettre en commun 2 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

-  Configuration électronique de carbone : 1s²2s²2p²

-  Il possède 4 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p²)

-  Il peut mettre en commun 4 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

c)- Schéma de Lewis de la molécule de sulfure de dihydrogène H₂S.

-  Configuration électronique de l’atome d’hydrogène : 1s¹

-  Il possède 1 électron sur sa couche électronique de valence.

-  Il peut mettre en commun cet électron pour acquérir une configuration électronique de valence en duet.

-  Configuration électronique de l’atome de soufre (il se situe sous l’oxygène) : …3s²3p⁴

-  Il possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (3s²3p⁴)

-  Il peut mettre en commun 2 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

d)- Schéma de Lewis de la molécule d’ammoniac NH₃,

-  Configuration électronique de l’atome d’hydrogène : 1s¹

-  Il possède 1 électron sur sa couche électronique de valence.

-  Il peut mettre en commun cet électron pour acquérir une configuration électronique de valence en duet.

-  Configuration électronique de l’atome d’azote : …2s²2p³

-  Il possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p³)

-  Il peut mettre en commun 3 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

e)- Schéma de Lewis de la molécule de méthylamine CH₃NH₂.

-  Configuration électronique de l’atome d’hydrogène : 1s¹

-  Il possède 1 électron sur sa couche électronique de valence.

-  Il peut mettre en commun cet électron pour acquérir une configuration électronique de valence en duet.

-  Configuration électronique de l’atome d’azote : …2s²2p³

-  Il possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p³)

-  Il peut mettre en commun 3 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

-  Configuration électronique de carbone : 1s²2s²2p²

-  Il possède 4 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p²)

-  Il peut mettre en commun 4 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

f)- Tableau :

► Cas de molécules complexes : L'acide nitrique HNO₃ et l'acide phosphorique H₃PO₄

2)-  QCM.

Entités chimiques stables

QCM réalisé avec Questy pour s'auto-évaluer

Configuration électronique d’un atome.

Tableau périodique des éléments.

Entités chimiquement stables.

Sous forme de tableau

3)-  Exercices.