Introduction
La chimie, à travers l'étude de la matière et de ses transformations, nous amène à explorer l'infiniment petit, notamment l'atome. Au cœur de cet édifice se trouve le noyau, autour duquel gravitent les électrons, formant ce que l'on appelle le cortège électronique. Ces électrons ne sont pas répartis au hasard ; ils s'organisent en couches et sous-couches, définissant ainsi les propriétés chimiques de l'atome. Parmi ces couches, la couche externe, également appelée couche de valence, joue un rôle prépondérant. Cet article a pour but de définir et d'expliquer l'importance de cette couche.
Constitution et Configuration Électronique de l'Atome
Le Cortège Électronique
Les électrons d'un atome constituent le cortège électronique. Ces électrons sont organisés en couches et sous-couches. On les appelle électrons de valence 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.
Configuration Électronique
La configuration électronique de l'atome représente la répartition des électrons : en couches « 1, 2, 3, etc. » et en sous-couches « s, p, etc.». Dans un atome, les électrons se répartissent sur des couches de plus en plus éloignées du noyau. L'étude se limite généralement 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 : 1s, 2s, 2p, 3s et 3p. Les chiffres « 1, 2 et 3 » indiquent la couche, tandis que les lettres « s et 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 s : 2 électrons au maximum
- Sous-couches p : 6 électrons au maximum
Par exemple, l'atome de fluor (¹⁹₉F), de configuration électronique 1s²2s²2p⁵, possède :
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- 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 :
- Repérer le nombre d'électrons de l'atome.
- Occuper les sous-couches électroniques dans l'ordre : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p.
- Commencer le remplissage d'une nouvelle couche, uniquement, lorsque la précédente est pleine.
Prenons l'exemple de l'atome de fluor (¹⁹₉F). Pour trouver sa configuration électronique, il faut suivre les règles suivantes :
- L'atome de fluor possède 9 électrons, car il a 9 protons d'après son écriture conventionnelle.
- L'ordre de remplissage est : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p.
- On place les 9 électrons en suivant l'ordre de remplissage et on obtient : 1s²2s²2p⁵.
La configuration électronique du fluor est donc : 1s²2s²2p⁵.
Définition de la Couche Externe (ou Couche de Valence)
La couche externe d’un atome, également appelée couche de valence, correspond à la plus haute couche électronique occupée par des électrons. Cette couche comporte les électrons les plus éloignés du noyau, elle constitue la limite entre l’atome et l’espace extérieur. C’est cette couche et ses électrons qui sont amenés à interagir avec les autres entités chimiques et c’est d’elle dont dépendent les propriétés chimiques d’un atome.
Électrons de Valence (ou Électrons Externes)
Les électrons de valence d’un atome sont les électrons appartenant à la couche de valence d’un atome. Ce sont les électrons dont l’orbite est la plus éloignée du noyau et qui sont les plus exposés aux autres entités chimiques. Les électrons de valence d’un atome sont responsables des propriétés chimiques de cet atome, ce sont eux qui peuvent être perdus lors de la transformation en cation et ce sont aussi eux qui permettent à l’atome de se lier (pour former des liaisons dites covalentes).
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Détermination de la Couche de Valence
La couche de valence d’un atome peut être déterminée à partir de sa configuration électronique: il s’agit de la dernière couche notée dans cette configuration électronique.
Exemple 1 : L’atome de lithium (Z=3) a pour configuration électronique 1s²2s¹, sa couche de valence est la couche n°2, elle ne comporte qu’une seule sous-couche (2s) qui ne comporte qu’un électron par conséquent le lithium possède un seul électron de valence.
Exemple 2 : L’atome d’oxygène (Z=8) a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁴ sa couche de valence est couche n°2, elle comporte une sous-couche 2s avec deux électrons ainsi qu’une sous-couche 2p qui possède 4 électrons par conséquent l’atome d’oxygène possède un total de 2+4 = 6 électrons de valence.
Exemple 3 : L’atome d’aluminium (Z=13) a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ sa couche de valence est couche n°3, elle comporte une sous-couche 3s avec deux électrons ainsi qu’une sous-couche 3p qui possède 1 électron par conséquent l’atome d’aluminium possède un total de 2+1 = 3 électrons de valence.
Rôle et Importance de la Couche Externe
Interactions Chimiques
Les électrons de valence d’un atome constituent sa frontière, ils sont exposés au milieu extérieur avec lequel ils sont susceptibles d’interagir. Les propriétés chimiques d’un atome dépendent de ses électrons de valence. Les autres électrons sont parfois qualifiés d’électrons de cœur, ils sont séparés du milieu extérieur par la couche externe qui constitue en quelque sorte une “barrière” limitant fortement leurs interactions avec ce milieu extérieur. Les électrons de coeurs n’interviennent donc pas dans les processus chimiques.
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Propriétés Chimiques et Tableau Périodique
Le tableau périodique classe les éléments chimiques en tenant compte de leur configuration électronique, l’une de ses règles est de faire figurer sur une même période (ligne) uniquement des éléments ayant la même couche de valence. Puisque les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons de valence ils ont donc aussi des propriétés chimiques proches.
Ions Monoatomiques et Règles de Stabilité
Si l’on connait le numéro atomique d’un atome et la formule de l’ion monoatomique qu’il forme alors on peut déterminer le nombre d’électrons de valence de cet ion. En effet la charge excédentaire précisée dans la formule d’un ion permet de déterminer le nombre d’électrons gagnés ou perdus par rapport à la forme atomique. Il suffit d’utiliser cette donnée pour trouver le nombre total d’électrons de l’ion afin d’obtenir sa configuration électronique et d’en déduire son nombre d’électrons sur sa couche de valence.
Pour cela, on suit les étapes suivantes :
- On détermine le nombre d’électrons de l’ion (en général à partir du numéro atomique de l’élément chimique et de la formule de l’ion ou en exploitant les règles de stabilité).
- On trouve sa configuration électronique.
- On identifie sa couche de valence (qui n’est pas nécessairement la même que celle de la forme atomique en particulier pour les cations).
- On en déduit le nombre d’électrons de valence en comptant le nombre d’électrons sur la couche de valence.
Exemple 1 : Le soufre (Z=16) forme l’ion monoatomique sulfure de formule chimique S²⁻. L’atome de soufre possède 16 électrons (Z=16) et l’ion sulfure possède deux électrons supplémentaires (puisque qu’il porte deux charges négatives excédentaires indiquées par l’exposant 2-). Par conséquent l’ion sulfure possède un total de 16 + 2 = 18 électrons. La configuration électronique de l’ion sulfure est donc: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Sa couche de valence est la couche n°3. L’ion sulfure possède donc un total de 2 + 6 = 8 électrons de valence.
Exemple 2 : Le sodium (Z=11) forme l’ion monoatomique sodium de formule chimique Na⁺. L’atome de sodium possède 11 électrons (Z=11) et l’ion sodium possède un électron de moins (puisque qu’il porte une charges positive excédentaires indiquée par l’exposant +). Par conséquent l’ion sodium possède un total de 11 - 1 = 10 électrons. La configuration électronique de l’ion sulfure est donc: 1s²2s²2p⁶. Sa couche de valence est la couche n°2. L’ion sulfure possède donc un total de 2 + 6 = 8 électrons de valence.
Les règles de stabilité (règles du duet et de l’octet) impliquent que les ions des trois premières périodes du tableau périodique possèdent soit deux soit huit électrons de valence (ou exceptionnellement aucun).
- Il y a 2 électrons de valence pour les ions lithium hydrure (H-), (Li+), béryllium (Be²⁺) et bore (B³⁺).
- Il y a huit électrons de valence pour les ions oxyde (O²⁻), fluorure (F-), sodium (Na+), magnésium (Mg²⁺), aluminium (Al³⁺), sulfure (S²⁻), chlorure (Cl-), Potassium (K+) et Calcium (Ca²⁺).
L’ion hydrogène (H+) est une exception qui ne possède aucun électron de valence.
Liaisons Covalentes et Molécules
Lorsqu’un atome fait partie d’une molécule il forme une ou plusieurs liaisons covalentes avec d’autres atomes. Un atome qui forme une liaison covalente possède un électron de valence de plus que l’atome isolé. Un atome qui forme deux liaisons covalentes possède deux électrons de valence supplémentaires par rapport à sa forme atomique isolée. Un atome avec trois liaisons bénéficie de trois électrons de valence en plus par rapport à l’atome seul.
- Dans une molécule, l’atome d’hydrogène (H) a deux électrons de valence.
- Dans une molécule, les atomes de carbone (C), d’azote (N), d’oxygène (O), de fluor (F), de silicium (Si), de phosphore (P), de soufre (S) et de chlore (Cl) possèdent chacun huit électrons de valence.
Représentation de Lewis
La représentation de Lewis est une représentation montrant tous les électrons de valence des atomes d’une molécule soit sous forme de doublets liants (liaison entre deux atomes) soit sous forme de doublets non liants.
- L’hydrogène, entouré d’un seul doublet liant, y possède deux électrons de valence.
- Le soufre entouré de quatre doublets (deux liants et deux non liants) y possède 4 x 2 = 8 électrons de valence.
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 « s ou 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 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 : 1s²2s²2p⁵
Les Familles Chimiques
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.
Réactivité et 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 « 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ ». On observe que la troisième couche de l'argon « 3s²3p⁶ » 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 1s²2s²2p⁵. Il lui manque donc un électron pour que sa couche de valence « 2s²2p⁶ » 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 : « 1s² » ou « 2s²2p⁶ » ou « 3s²3p⁶ ».
Pour arriver à cette fin, ils peuvent :
- perdre n électrons et former des cations Xⁿ⁺ ;
- gagner n électrons et former des anions Xⁿ⁻.
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 :
¹⁹₉F : 1s²2s²2p⁵ → (gain de 1 électron) → ion ¹⁹₉F⁻: 1s²2s²2p⁶
D'après la configuration électronique de l'atome d'hydrogène (¹₁H:1s¹), celui-ci devrait gagner un électron et former l'ion H⁻ pour obtenir la configuration électronique du gaz noble le plus proche. En réalité, il forme l'ion H⁺ en perdant son seul électron de valence. L'ion 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 X + e⁻ → X⁻. C'est le cas du fluor : F + e⁻ → F⁻.
Les Ions Monoatomiques Communs à Connaître
Les ions hydrogène, sodium, potassium, calcium, magnésium, chlorure et fluorure sont à connaître.
- Ion hydrogène : H⁺ 1s⁰
- Ion sodium : Na⁺ 1s² 2s² 2p⁶
- Ion potassium : K⁺ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
- Ion calcium : Ca²⁺ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
- Ion magnésium : Mg²⁺ 1s² 2s² 2p⁶
- Ion chlorure : Cl⁻ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
- Ion fluorure : F⁻ 1s² 2s² 2p⁶
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 : 1s² ou 2s²2p⁶ ou 3s²3p⁶. 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 :
¹²₆C : 1s²2s²2p² → (création de 4 liaisons covalentes) → 1s²2s²2p⁶
Le tableau périodique permet de retrouver rapidement et facilement le nombre de liaisons covalentes que forment la plupart des éléments chimiques du bloc 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.
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