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Configuration électronique d'un atome

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Introduction :

La représentation de l’atome a évolué le long des siècles jusqu’à la modélisation de E. Rutherford puis celle de N. Bohr. L’atome est assimilable à une sphère de rayon voisin à 1010m10^{-10}\,\text{m} soit 0,1nm0,1\,\text{nm} et noté rar_a, et comportant un noyau central (formé de protons et neutrons appelés nucléons) autour duquel gravitent des électrons. La taille du noyau est environ 100 000100\ 000 fois plus petite que celle de l’atome. Il est important de connaître les ordres de grandeur.

La configuration électronique correspond à la distribution des électrons d’un atome. Ici, nous allons donc parler de la position des éléments dans le tableau périodique, pour ensuite aborder la structure interne de l’atome pour enfin terminer sur les caractéristiques de certaines familles chimiques.

Tableau périodique des éléments

Le chimiste russe Dmitri Mendeleïev publia en 1869, un tableau de classification des 63 éléments chimiques connus à l’époque. Aujourd’hui, le tableau comporte 118 éléments dont 92 naturels. Le tout étant ordonné par masse atomique croissante et regroupé par famille d’éléments (colonnes).

Tableau périodique des éléments

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Rappel

La notation atomique d’un noyau comporte :

  • un nombre AA de nucléons ;
  • un nombre ZZ de protons ;
  • un nombre de neutrons avec AZA - Z.

L’atome comporte autant d’électrons que de protons (soit ZZ électrons), c’est pourquoi il est électriquement neutre.

L’écriture conventionnelle de l’atome est la suivante : ZAX^{A}_{Z}X

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Exemple

1735Cl^{35}_{17}\text{Cl} représente l’atome de chlore.

L’atome Cl\text{Cl} a un nombre de protons Z=17Z = 17 et un nombre de neutrons AZ=3517=18A-Z=35-17=18.
Le nombre d’électrons vaut donc 1717.

Nous allons étudier plus précisément les trois premières lignes ou périodes du tableau soit les atomes de numéro atomique Z18Z ≤ 18, de l’hydrogène à l’argon.
Quand ZZ augmente la masse atomique augmente, c’est-à-dire que le noyau comporte de plus en plus de nucléons, et le rayon atomique augmente aussi et comporte de plus en plus d’électrons. Et donc le cortège électronique occupe un espace plus grand.

Couches électroniques

Le modèle planétaire proposé par Ernest Rutherford (Nouvelle-Zélande) en 1911 a été amélioré en 1913 par le danois Niels Bohr pour expliquer certains faits expérimentaux. C’est ce modèle que nous utiliserons pour expliquer les propriétés chimiques des atomes.

L’énergie des électrons qui gravitent autour du noyau ne peut prendre que certaines valeurs, cette énergie est quantifiée.

  • L’atome est stable quand son énergie totale est minimale.
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À retenir

Les électrons sont répartis suivant des couches notées par un nombre entier nn.
Chaque couche peut être subdivisée en sous-couches notées s\text{s}, p\text{p}, d\text{d}, f\text{f} contenant chacune un nombre limité d’électrons.

Pour l’étude des atomes de numéro atomique Z18Z ≤ 18, nous n’utiliserons que les couches 11, 22 et 33 et les sous-couches s\text{s} et p\text{p}.

  • Remplissage des couches :
  • la couche 1 comporte au maximum 2 électrons ;
  • la couche 2 comporte au maximum 8 électrons ;
  • la couche 3 comporte au maximum 18 électrons.
  • Le nombre maximal d’électrons est donné par 2×n22\times\text{n}^2.
  • Remplissage des sous-couches :
  • la sous-couche s\text{s} comporte au maximum 2 électrons ;
  • la sous-couche p\text{p} comporte au maximum 6 électrons.

Couches Sous-couches
Nom Nombre maximal ee^- Nom Nombre maximal ee^-
n=1\bold{n=1} 2\red{2} 1s1\text{s} 22
n=2\bold{n=2} 8\red{8} (6+2)(6+2) 2s2\text{s} 22
2p2\text{p} 66
n=3\bold{n=3} 8\red{8} (6+2)(6+2) 3s3\text{s} 22
3p3\text{p} 66

Les sous-couches et couches électroniques se remplissent successivement et intégralement par ordre d’énergie croissante. Quand une couche nn est totalement remplie on dit qu’elle est saturée.

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À retenir

Voici l’ordre de remplissage des sous-couches : 1s1\text{s} ; 2s2\text{s} ; 2p2\text{p} ; 3s3\text{s} ; 3p3\text{p}, avec Z18Z ≤ 18.

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Exemple

Configuration électronique de l’aluminium dans son état fondamental, état énergétique le plus stable.

1327Al:1s22s22p63s23p1^{27}_{13}\text{Al} : 1\text{s}^{2}\,2\text{s}^{2}\,2\text{p}^{6}\,3\text{s}^{2}\,3\text{p}^{1}

2p62\text{p}^{6} signifie que la couche n=2n=2 comporte 66 électrons, elle est saturée. L’addition de tous les exposants 2+2+6+2+1=132+2+6+2+1 = 13 est bien égale au numéro atomique.

couches électroniques, trois premières lignes du tableau périodique

Électrons de valence et familles chimiques

Électrons et couches de valence

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Définition

Électrons de valence :

On appelle électrons de valence d’un atome les électrons appartenant à la dernière couche occupée, appelée couche de valence. Ces électrons sont les moins liés au noyau.

Par exemple, l’atome de sodium Na\text{Na} comporte un électron de valence (3s1)(3\text{s}^{1}), l’atome d’aluminium Al\text{Al} en comporte 33 (3s23p1)(3\text{s}^{2}\,3\text{p}^{1}).

  • Les atomes d’une même colonne comportent le même nombre d’électrons de valence.

Le tableau ci-dessous présente le nombre d’électrons de valence (entre parenthèses) des atomes des éléments des trois premières lignes du tableau périodique. La première colonne indique la couche de valence (11, 22 ou 33).

Couche 11 (1)\text{H}\ (1) He (2)\text{He}\ (2)
Couche 22 Li (1)\text{Li}\ (1) Be (2)\text{Be}\ (2) (3)\text{B}\ (3) (4)\text{C}\ (4) (5)\text{N}\ (5) (6)\text{O}\ (6) \text{F}\ (7) Ne (8)\text{Ne}\ (8)
Couche 33 Na (1)\text{Na}\ (1) Mg (2)\text{Mg}\ (2) Al (3)\text{Al}\ (3) Si (4)\text{Si}\ (4) P(5)\text{P} (5) (6)\text{S}\ (6) Cl (7)\text{Cl}\ (7) Ar (8)\text{Ar}\ (8)

Les couches de valence s\text{s} (colonnes 1 et 2) comportent 11 ou 22 électrons de valence.
Les couches de valence s2p\text{s}^{2}\,\text{p} (colonnes 13 à 18) comportent de 33 à 88 électrons de valence, la couche s2\text{s}^{2} est saturée avec deux électrons.

Familles chimiques

Les électrons de valence sont les plus éloignés du noyau donc les moins attirés. La force d’attraction dépend de la distance. La couche de valence d’un élément est responsable de ses propriétés chimiques, formation d’ions, de liaisons chimiques.

  • Les éléments d’une même colonne ont des propriétés chimiques similaires et forment une famille chimique.
  • Colonne 1, groupe s\text{s}, couche de valence s1\text{s}^1, famille des métaux alcalins.

Le sodium Na\text{Na} est un métal mou, de couleur argentée et très réactif avec l’eau et l’air. Dans la nature, il n’a pas cette forme, mais nous le trouvons le plus souvent sous la forme de composés chimiques, notamment dans le sel de cuisine. Mais aussi dans les ampoules à vapeur de sodium donnant un éclairement de couleur jaune (éclairage public). Les métaux alcalins forment facilement des cations (ions positifs).

  • Colonne 2, groupe s\text{s}, couche de valence s2\text{s}^2, famille des métaux alcalino-terreux.

Si nous prenons le béryllium Be\text{Be}, de la famille des métaux alcalino-terreux d’aspect gris acier. Ce métal est un très bon conducteur thermique et électrique. Nous pouvons le retrouver dans la nature sous forme d’oxydes. Dans cette famille les éléments possèdent 2 électrons dans leur couche de valence.

  • Colonne 17, groupe p\text{p}, couche de valence s2p5\text{s}^{2}\,\text{p}^5, famille des halogènes.

La famille des halogènes comporte 4 éléments.

  • Colonne 18, groupe p\text{p}, couche de valence s2p6\text{s}^{2}\,\text{p}^6, famille des gaz nobles ou rares.

C’est une famille chimique très homogène de gaz monoatomique, leur couche de valence est saturée pour qu’il n’y ait aucune liaison covalente avec d’autres atomes.

Conclusion :

Les éléments chimiques sont classés par ordre de numéros atomiques croissants et par famille chimique (colonne) dans un tableau périodique permettant de retrouver leur structure électronique.
Un atome dans son état fondamental comporte un noyau central et des électrons qui se répartissent suivant des couches et sous-couches dont l’énergie est quantifiée. L’atome peut être étudié en utilisant le modèle de N. Bohr.

Le tableau périodique des éléments est un outil permettant une explication de nombreuses réactions chimiques qui dépendent de la structure électronique des atomes et des ions. Il permettra aussi d’expliquer la formation des liaisons covalentes et ioniques des molécules et des cristaux.