Cortège électronique

L’atome de noyau $\ce{_ZX}$ possède $Z$ électrons.

Ces $Z$ électrons forment le cortège électronique.
Ils se répartissent en couches concentriques autour du noyau numéroté par le nombre quantique principal $n$.

Et ces couches sont elles-mêmes divisées
en sous-couches $s$, $p$, $d$ et $f$.

En seconde, on va se concentrer sur les 18 premiers éléments ($Z≤18$), et seules les sous-couches
$s$ et $p$ seront occupées.

• Une sous-couche $s$ est saturée
  lorsqu'elle contient 2 électrons


• Une sous-couche $p$ est saturée
  lorsqu'elle contient 6 électrons

Pour obtenir la configuration la plus stable, l’ordre de remplissage des couches et sous-couches
est le suivant :

• Donner la configuration électronique
  du carbone ($Z=6$) :

$1\text{s}^2\, 2\text{s}^2\,2\text{p}^2$

• Donner la configuration électronique
  de l’aluminium ($Z=13$) :

$1\text{s}^2\, 2\text{s}^2\, 2\text{p}^6\, 3\text{s}^2\, 3\text{p}^1$

On obtient ainsi les configurations électroniques
des 18 premiers éléments :

En fonction de la sous-couche
en cours de remplissage, $s$ ou $p$,
on fait apparaître deux blocs
dans ce début de tableau périodique.

Et si on étend au tableau entier, on voit apparaître les deux autres blocs associés aux sous-couches $\color{#0076BA}d$ et $\color{#D41876}f$.

Les électrons de valence sont les électrons appartenant à la couche de nombre $n$ le plus élevé, ainsi que les électrons appartenant à des
sous-couches partiellement remplies.

Les couches de valence correspondent ainsi aux électrons les plus périphériques. C’est à travers eux qu’un atome interagit avec d’autres entités. Ils sont donc responsables de ses propriétés chimiques.

Cela explique la “périodicité” du tableau périodique :

sont placés dans une même colonne des éléments ayant la même configuration électronique
de leurs électrons de valence.

Les propriétés chimiques de ces éléments sont alors similaires, on parle ainsi de famille chimique
pour désigner une colonne.

Rq :

On peut condenser l’écriture d’une configuration électronique en écrivant seulement la configuration des électrons de valence précédé de l’élément ayant
la configuration des électrons intérieurs
(les électrons de cœur).

Il s'agit toujours de l'élément de la dernière colonne (la famille des gaz nobles) qui précède.

Les lignes du tableau périodique, appelées périodes, correspondent au $n$ le plus élevé parmi les sous-couches remplis ou en cours de remplissage.

Une période commence ainsi toujours par $n\text{s}^1$
(les éléments de la première colonne
forment la famille des métaux alcalins).

L’avant dernière colonne, la 17^e, juste avant la 18^e des gaz rares, correspond à la famille des halogènes.

Trouver l’emplacement dans le tableau périodique
à partir de la configuration électronique
des électrons de valence :

• si $n\text{s}^1$ ou $n\text{s}^2$ :
  
  • $n$ donne la ligne
  • $ns^1$ est sur la 1^re colonne
  • $ns^2$ est sur la 2^e colonne,
    sauf si $n=1$ $\rightarrow$ 18^e colonne (Hélium)

• si $n\text{s}^2n\text{p}^i$ :
  
  • $n$ donne toujours la ligne
  • $i+12$ donne le n° de la colonne

Placer l’élément dont la configuration électronique des électrons de valence est $2\text{s}^2$ :

$n=2$ $\rightarrow$ 2^e ligne
$\text{s}^{\color{#FEAE00}2}$ $\rightarrow$ $\color{#FEAE00}2$^e colonne

Et l’emplacement correspondant à $3\text{s}^23\text{p}^4$ ?

$n=3$ $\rightarrow$ 3^e ligne
$\text{p}^{\color{#FEAE00}4}$ $\rightarrow$ $12+\color{#FEAE00}4\color{#1DB100}=$ 16^e colonne

Vers la stabilité

Les configurations électroniques les plus stables sont celles des gaz nobles, 18^e et dernière colonne avec leur couche de valence remplie.

C'est d'ailleurs ce qui explique la position décalée de l'hélium, sa couche 1 saturée lui confère une grande stabilité qui l'apparente aux autres gaz nobles.

Les autres éléments vont chercher à obtenir
la configuration électronique du gaz noble
le plus proche d’eux.

Comment ?

• en perdant ou gagnant des électrons
  et devenir alors des ions monoatomiques.
• en gagnant des électrons par formation
  de liaisons covalentes et bâtir ainsi des
  édifices polyatomiques, les molécules.

Formation d'ions monoatomiques

Quels éléments vont chercher à gagner des électrons,
ceux qui précèdent ou ceux qui suivent les gaz rares ?
Quel type d’ions auront-ils tendance à former ?

Et quels éléments vont chercher
à perdre des électrons ?
Pour former quel type d'ion ?

L’ion $\ce{X^{2-}}$ a pour configuration
électronique $1\text{s}^2 2\text{s}^2 2\text{p}^6$.
Déterminer le nom et le symbole de cet ion
grâce à la classification périodique.

Un anion doublement chargé a 2 électrons
en plus par rapport à l'atome.
Par conséquent, l'atome $\ce{X}$ possède 8 électrons $\Rightarrow Z = 8 \Rightarrow \ce{O}$. Il s'agit de l'ion oxygène $\ce{O^{2-}}$.

2^e méthode pour gagner en stabilité
en récupérant la configuration électronique
du gaz noble le plus proche :

La formation de liaisons covalentes

Si deux atomes mettent en commun chacun
un de leurs électrons de valence,
il forment une liaison covalente.

Résultat : l'électron mis en commun par l'autre s'ajoute à la configuration électronique.
Chaque participant à la liaison a donc
gagné un électron dans son cortège.

Quels éléments vont-ils le plus avoir tendance à former des liaisons covalentes ? Ceux qui précèdent
ou ceux qui suivent les gaz rares ?

Schéma de Lewis d'une molécule

Dans un schéma de Lewis d’une molécule,
on représente tous les électrons de valence
de tous les atomes qui la constituent :

ces électrons s’organisent en doublets liants appartenant aux deux atomes liés (ils représentent
la liaison covalente) et en doublets non-liants appartennant uniquement à l’atome
sur lequel ils sont situés.

Vérifions sur cette formule de Lewis qu’on a bien tous les électrons de valence apportés par les 6 atomes.

• Donner la configuration électronique de chaque élément et entourer les électrons de valence.
• Quel est le nombre d’électrons de valence dans cette molécule ?
• Chaque doublet (liant ou non liant) représente deux électrons. Combien d’électrons sont représentés dans ce schéma de Lewis ? Le compte est-il bon ?

Configurations électroniques :

• H : $\color{red}1\text{s}^1$
• C : $1\text{s}^2\color{red}2\text{s}^22\text{p}^2$
• O : $1\text{s}^2\color{red}2\text{s}^22\text{p}^4$
• F : $1\text{s}^2\color{red}2\text{s}^22\text{p}^5$

$\Rightarrow$ Cela fait $1\times 3 + 4 + 6 +7=20$
électrons de valence.

Or dans la formule, on a 5 doublets non-liants
et 5 doublets liants, soit 10 doublets
et donc $10\times 2 = 20$ électrons.

Reprendre les questions en remplaçant
l’atome de fluor F par un atome de chlore Cl,
l’atome de carbone C par un atome de silicium Si et l’atome d’oxygène par un atome de soufre S.

À part l’hydrogène, de combien de doublets doit être entouré un atome dans un schéma de Lewis pour se retrouver avec le même nombre d’électrons de valence que le gaz noble le plus proche de lui
(conférant ainsi à l’atome un gain de stabilité) ?

4 doublets (pour avoir 8 électrons de valence)

Et pour l’hydrogène, combien en faut-il ?

Un seul (pour avoir les deux électrons de l'hélium)
et il s'agira toujours d'un doublet liant.

Exemple :

L’acide méthanoïque de formule $\ce{HCOOH}$ est utilisé par les abeilles, fourmis ou encore les orties.

Combien d’électrons de valence
sont-ils apportés par les 5 atomes ?

$2\times 1$ pour les hydrogènes,
$4$ pour le carbone et $6\times 2$ pour les oxygènes.
Cela fait donc 18 électrons, soit 9 doublets.

Avec ces 9 doublets,
on peut envisager différents édifices.

Choisir parmi les schémas de Lewis suivant celui conférant un gain de stabilité pour chacun des atomes (c’est bien sûr celui que la nature choisit).

C'est le seul qui donne bien 4 doublets
pour le C et les deux O et un seul doublet
pour les deux H.

L’énergie de la liaison entre deux atomes dans une molécule correspond à l’énergie nécessaire
pour rompre cette liaison.