La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

23Les couches électroniques et le tableau périodique

Le néon brille d’un rouge orangé dans une enseigne ; le sodium, un métal mou, s’enflamme dans l’eau ; le dichlore est un gaz jaune-vert suffocant. Pourtant, leurs atomes ne diffèrent que d’un ou deux protons : le néon en a 10, le sodium 11, le chlore 17. Pourquoi des voisins du tableau périodique se comportent-ils si différemment, alors que le sodium et le potassium, éloignés par leur numéro atomique, se ressemblent tant ? La réponse tient à la façon dont les électrons d’un atome sont disposés.

Rappel

Un atome possède $Z$ protons dans son noyau et, s’il est neutre, $Z$ électrons autour (Chapitre 16). Le tableau périodique range les éléments par $Z$ en périodes (lignes) et en groupes (colonnes) ; les éléments d’un même groupe se comportent de façon semblable (Chapitre 20). Les atomes gagnent ou perdent des électrons pour devenir des ions (Chapitre 17).

23.1 La configuration électronique

Définition 23.1 (Couches, sous-couches et configuration électronique)

Les électrons d’un atome se répartissent en couches, numérotées $n = 1, 2, 3, \ldots$ du noyau vers l’extérieur ; plus $n$ est grand, plus les électrons sont éloignés du noyau et moins ils sont fortement retenus. Chaque couche est divisée en sous-couches désignées par une lettre : la couche 1 a une sous-couche s (1s), la couche 2 une sous-couche s et une sous-couche p (2s, 2p), la couche 3 a 3s et 3p (et 3d, rencontrée plus tard). Une sous-couche s contient au plus 2 électrons, une sous-couche p au plus 6. La configuration électronique d’un atome énumère ses sous-couches occupées avec leur nombre d’électrons en exposant : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^4$ pour l’oxygène.

Méthode 23.2 (Écrire une configuration électronique, jusqu’à $Z = 20$ )

Compter les électrons : $Z$ pour un atome neutre.
Remplir les sous-couches dans cet ordre, chacune jusqu’à son maximum avant de commencer la suivante :

$1\mathrm{s} \to 2\mathrm{s} \to 2\mathrm{p} \to 3\mathrm{s} \to 3\mathrm{p} \to 4\mathrm{s}.$
Vérifier que la somme des exposants est égale au nombre d’électrons.

Sodium, $Z = 11$ : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^1$ . Chlore, $Z = 17$ : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^5$ . Calcium, $Z = 20$ : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^6\,4\mathrm{s}^2$ .

L’ordre de remplissage, jusqu’à Z = 20. Chaque petite case est une place pour un électron : une sous-couche s a 2 places, une sous-couche p en a 6. — L’ordre de remplissage, jusqu’à $Z = 20$ . Chaque petite case est une place pour un électron : une sous-couche s a 2 places, une sous-couche p en a 6.

23.2 Les électrons de valence

Définition 23.3 (Électrons de valence et de cœur)

Les électrons de la couche occupée la plus externe (celle dont $n$ est le plus grand) sont les électrons de valence ; les autres sont les électrons de cœur. Seuls les électrons de valence participent aux réactions chimiques.

Exemple 23.4 (Compter les électrons de valence)

Oxygène, $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^4$ : couche externe $n = 2$ , $2 + 4 = 6$ électrons de valence. Sodium, $\ldots 3\mathrm{s}^1$ : 1 électron de valence. Chlore, $\ldots 3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^5$ : 7. Néon, $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6$ : 8, une couche complète.

23.3 Le tableau reconstruit à partir des configurations

Proposition 23.5 (Période et groupe d’après la configuration)

Pour les éléments jusqu’à $Z = 20$ :

la période d’un élément est le numéro $n$ de sa couche externe ;
les éléments d’un même groupe ont le même nombre d’électrons de valence — un dans le groupe 1, deux dans le groupe 2, de trois à huit dans les groupes 13 à 18 (l’hélium, avec 2, fait exception).

Les deux colonnes de gauche, où les derniers électrons entrent dans une sous-couche s, forment le bloc s ; les groupes 13 à 18 forment le bloc p.

Les vingt premiers éléments, avec le nombre d’électrons de chaque couche sous le symbole (2.8.1 pour le sodium : 2 dans la couche 1, 8 dans la couche 2, 1 dans la couche 3). Les couleurs repèrent les blocs s et p. — Les vingt premiers éléments, avec le nombre d’électrons de chaque couche sous le symbole ( $2.8.1$ pour le sodium : 2 dans la couche 1, 8 dans la couche 2, 1 dans la couche 3). Les couleurs repèrent les blocs s et p.

23.4 Les familles

Définition 23.6 (Familles chimiques)

Une famille chimique est un groupe du tableau périodique dont les éléments partagent leurs principales propriétés chimiques. Trois familles ont un nom : les métaux alcalins (groupe 1 sauf l’hydrogène : lithium, sodium, potassium…), des métaux mous qui réagissent vivement avec l’eau ; les halogènes (groupe 17 : fluor, chlore, brome, iode), des non-métaux colorés et réactifs ; et les gaz nobles (groupe 18 : hélium, néon, argon…), qui ne réagissent presque avec rien.

Proposition 23.7 (Pourquoi une famille se comporte de façon homogène)

Les éléments d’une famille ont le même nombre d’électrons de valence, et la chimie est l’affaire des électrons de valence : le lithium, le sodium et le potassium en ont tous un, les halogènes sept, les gaz nobles une couche externe complète.

Les familles du tableau périodique : métaux alcalins, métaux alcalino-terreux (groupe 2), halogènes et gaz nobles.

Le sodium, un métal alcalin, coupé au couteau : mou et argenté quand il est frais, il se ternit aussitôt à l’air. Photo : Dnn87, CC BY-SA 3.0.

Au laboratoire — Le sodium dans l’eau

Derrière un écran, l’enseignant laisse tomber un morceau de sodium de la taille d’un grain de riz dans une grande cuvette d’eau. Il flotte, fond en une bille brillante et file en tous sens en pétillant, jusqu’à disparaître ; le gaz dégagé est du dihydrogène, et l’eau restante est basique.

Sécurité

Le sodium libère du dihydrogène inflammable au contact de l’eau (GHS02) et provoque de graves brûlures (GHS05). Le dichlore est un gaz comburant (GHS03), toxique par inhalation (GHS06), également irritant et très toxique pour les organismes aquatiques. Seul l’enseignant manipule l’un et l’autre.

23.5 Ions stables et règle des gaz nobles

Définition 23.8 (Règles du duet et de l’octet)

Les gaz nobles, dont la couche externe est complète, ne réagissent presque pas : leur configuration est particulièrement stable. Quand les atomes des premiers éléments forment des ions, ils gagnent ou perdent des électrons de façon à acquérir la configuration du gaz noble le plus proche : deux électrons dans la couche 1, comme l’hélium, pour les atomes les plus légers — c’est la règle du duet —, et huit électrons sur la couche externe, comme le néon ou l’argon, pour les autres — c’est la règle de l’octet.

Exemple 23.9 (Les ions prévus par la règle)

Le sodium, $2.8.1$ , perd son unique électron de valence : $\ce{Na+}$ , $2.8$ , comme le néon. Le magnésium, $2.8.2$ , en perd deux : $\ce{Mg^{2+}}$ . L’aluminium, $2.8.3$ , en perd trois : $\ce{Al^{3+}}$ . Le chlore, $2.8.7$ , en gagne un : $\ce{Cl-}$ , $2.8.8$ , comme l’argon. L’oxygène, $2.6$ , en gagne deux : $\ce{O^{2-}}$ . Le soufre, $2.8.6$ : $\ce{S^{2-}}$ . Le lithium, $2.1$ , en perd un et garde $2$ , comme l’hélium : $\ce{Li+}$ .

L’ion sodium a la configuration du néon, le gaz noble le plus proche.

Remarque 23.10 (Les limites de la règle)

La règle fonctionne bien pour les vingt premiers éléments et leurs ions simples. Beaucoup d’éléments, comme le fer ( $\ce{Fe^{2+}}$ et $\ce{Fe^{3+}}$ ), ne la suivent pas ; les raisons, et une meilleure description des électrons, sont données dans le volume de première année d’université.

23.6 Exercices

Exercice 23.1 ★

Écrire les configurations électroniques du carbone ( $Z = 6$ ), de l’azote ( $Z = 7$ ) et du magnésium ( $Z = 12$ ).

Solution

Solution de Exercice 23.1.

C : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^2$ . N : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^3$ . Mg : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2$ .

Exercice 23.2 ★

Combien d’électrons de valence le carbone, l’azote et le magnésium possèdent-ils ?

Solution

Solution de Exercice 23.2.

Carbone 4, azote 5, magnésium 2.

Exercice 23.3 ★

Dans quelle période et dans quel groupe se trouve l’élément de configuration $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^3$ ?

Solution

Solution de Exercice 23.3.

Couche externe $n = 3$ : période 3. $2 + 3 = 5$ électrons de valence : groupe 15 (le phosphore).

Exercice 23.4 ★

Nommer les trois familles de ce chapitre et donner deux éléments de chacune.

Solution

Solution de Exercice 23.4.

Les métaux alcalins (lithium, sodium, potassium) ; les halogènes (fluor, chlore, brome, iode) ; les gaz nobles (hélium, néon, argon).

Exercice 23.5 ★

Énoncer la règle de l’octet.

Solution

Solution de Exercice 23.5.

Les atomes tendent à gagner ou à perdre des électrons de façon à avoir huit électrons sur leur couche externe, comme le gaz noble le plus proche.

Exercice 23.6 ★★

À l’aide de la règle des gaz nobles, donner l’ion formé par le potassium ( $Z = 19$ ) et par le fluor ( $Z = 9$ ), avec leurs configurations.

Solution

Solution de Exercice 23.6.

K, $2.8.8.1$ , en perd un : $\ce{K+}$ , $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^6$ (argon). F, $2.7$ , en gagne un : $\ce{F-}$ , $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6$ (néon).

Exercice 23.7 ★★

Un élément a 2 électrons dans sa troisième couche, qui est sa couche externe. Donner sa configuration, son numéro atomique et son nom.

Solution

Solution de Exercice 23.7.

$1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2$ : $Z = 12$ , le magnésium.

Exercice 23.8 ★★

À l’aide des ions stables, écrire la formule du composé ionique formé par le magnésium et le chlore, puis par l’aluminium et l’oxygène.

Solution

Solution de Exercice 23.8.

$\ce{Mg^{2+}}$ et $\ce{Cl-}$ : $\ce{MgCl2}$ . $\ce{Al^{3+}}$ et $\ce{O^{2-}}$ : $\ce{Al2O3}$ .

Exercice 23.9 ★★

Observer le tableau des vingt premiers éléments. Quels éléments ont le même nombre d’électrons de valence que l’oxygène ?

Solution

Solution de Exercice 23.9.

Le soufre (6 électrons de valence, $2.8.6$ ), dans le même groupe, le 16.

Exercice 23.10 ★★

Expliquer pourquoi le néon, contrairement au sodium et au chlore, ne forme pas d’ions au cours des réactions chimiques.

Solution

Solution de Exercice 23.10.

Sa couche externe est déjà complète (huit électrons) : il n’a rien à gagner à perdre ou à gagner des électrons.

Exercice 23.11 ★★

L’ion $\ce{X^{2+}}$ a la configuration de l’argon. Identifier $X$ .

Solution

Solution de Exercice 23.11.

L’argon a 18 électrons ; $\ce{X^{2+}}$ en a perdu 2, donc X en a 20 : c’est le calcium.

Exercice 23.12 ★★★

L’hélium a 2 électrons de valence, mais il est placé dans le groupe 18, et non dans le groupe 2. Expliquer à l’aide de sa configuration.

Solution

Solution de Exercice 23.12.

L’hélium, $1\mathrm{s}^2$ , a une couche externe complète (la couche 1 ne contient que deux électrons), comme les autres gaz nobles ; il ne se comporte pas comme les métaux du groupe 2.

Exercice 23.13 ★★★

Le potassium réagit avec l’eau encore plus violemment que le sodium. À l’aide de la distance entre l’électron de valence et le noyau, proposer une explication.

Solution

Solution de Exercice 23.13.

Son électron de valence est dans la couche 4, plus loin du noyau que celui du sodium, dans la couche 3 : moins retenu, il est perdu plus facilement.

Exercice 23.14 ★★★

Donner les configurations de $\ce{S^{2-}}$ , $\ce{Cl-}$ , $\ce{K+}$ et $\ce{Ca^{2+}}$ . Qu’ont-elles en commun ?

Solution

Solution de Exercice 23.14.

Les quatre ont 18 électrons et la configuration de l’argon :

1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^6.

Exercice 23.15 ★★★

Un élément de la période 3 forme l’ion $\ce{Y^{3-}}$ . Déterminer son groupe, sa configuration et son nom.

Solution

Solution de Exercice 23.15.

Il gagne 3 électrons pour atteindre un octet : il a 5 électrons de valence, groupe 15. Dans la période 3, c’est le phosphore :

1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^3.

23.7 Problème : rubis, saphir et corindon

Problème 23.1

Problème du week-end — les électrons derrière une pierre précieuse : de deux configurations au nombre d’électrons déplacés dans un gramme

Les rubis et les saphirs sont des formes gemmes du corindon, un composé ionique d’aluminium et d’oxygène ; une trace d’autres métaux leur donne leurs couleurs. Le corindon est assez dur pour rayer presque tout, et le corindon en poudre sert à polir les lentilles. On prendra pour masse d’un nucléon $1.67 \times 10^{-27}\,\mathrm{kg}$ ; l’aluminium 27 compte 27 nucléons, l’oxygène 16 en compte 16.

Partie I — Les atomes.

Donner les nombres de protons et d’électrons d’un atome d’aluminium ( $Z = 13$ ) et d’un atome d’oxygène ( $Z = 8$ ).
Écrire leurs configurations électroniques.
Combien d’électrons de valence chacun possède-t-il ? Dans quelle période et dans quel groupe se trouve chacun ?
L’aluminium est-il un métal ou un non-métal ? Et l’oxygène ?

Partie II — Les ions.

À l’aide de la règle de l’octet, déterminer l’ion que forme l’aluminium. Écrire sa configuration.
Quel ion l’oxygène forme-t-il ? Écrire sa configuration.
Quel gaz noble a la même configuration que ces deux ions ?
Combien d’électrons un atome d’aluminium perd-il, et combien un atome d’oxygène en gagne-t-il ?

Partie III — La formule.

Trouver la formule du corindon, le composé neutre formé par ces ions.
Dans une unité de formule, combien d’électrons sont perdus par les atomes d’aluminium ? Gagnés par les atomes d’oxygène ?
Pourquoi ces deux nombres doivent-ils être égaux ?
Un rubis contient une trace d’ions chrome $\ce{Cr^{3+}}$ à la place de certains ions $\ce{Al^{3+}}$ . Pourquoi un ion $\ce{Cr^{3+}}$ peut-il prendre la place d’un ion $\ce{Al^{3+}}$ sans perturber les charges ?

Partie IV — Un gramme de corindon.

Combien de nucléons y a-t-il dans une unité de formule de corindon ?
Calculer la masse d’une unité de formule (électrons négligés).
Combien d’unités de formule y a-t-il dans $1\,\mathrm{g}$ de corindon ?
Combien d’ions $\ce{Al^{3+}}$ et d’ions $\ce{O^{2-}}$ cela représente-t-il ?
Pourquoi peut-on négliger les électrons à la question 14 ?
Combien d’électrons ont été transférés de l’aluminium à l’oxygène pour former $1\,\mathrm{g}$ de corindon ?

Solution

Solution de Problème 23.1.

1. Aluminium : 13 protons, 13 électrons. Oxygène : 8 protons, 8 électrons.

2. Al : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6\,3\mathrm{s}^2\,3\mathrm{p}^1$ . O : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^4$ .

3. Al : 3 électrons de valence, période 3, groupe 13. O : 6, période 2, groupe 16.

4. L’aluminium est un métal, l’oxygène un non-métal.

5. $\ce{Al^{3+}}$ : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6$ .

6. $\ce{O^{2-}}$ : $1\mathrm{s}^2\,2\mathrm{s}^2\,2\mathrm{p}^6$ .

7. Le néon.

8. L’aluminium en perd 3, l’oxygène en gagne 2.

9. $2 \times (+3) + 3 \times (-2) = 0$ : $\ce{Al2O3}$ .

10. Perdus : $2 \times 3 = 6$ . Gagnés : $3 \times 2 = 6$ .

11. Les électrons ne sont ni créés ni détruits : ceux que perd l’aluminium sont exactement ceux que gagne l’oxygène, et le composé est neutre.

12. Il porte la même charge, $+3$ : les charges du cristal restent équilibrées.

13. $2 \times 27 + 3 \times 16 = 102$ nucléons.

14. $102 \times 1.67 \times 10^{-27} = 1.70 \times 10^{-25}\,\mathrm{kg}$ .

15. $10^{-3} / 1.70 \times 10^{-25} \approx 5.87 \times 10^{21}$ unités de formule.

16. $2 \times 5.87 \times 10^{21} = 1.17 \times 10^{22}$ ions $\ce{Al^{3+}}$ ; $3 \times 5.87 \times 10^{21} = 1.76 \times 10^{22}$ ions $\ce{O^{2-}}$ .

17. Un électron est environ 1836 fois plus léger qu’un nucléon ; les 50 électrons d’une unité de formule pèsent moins de trois centièmes d’un nucléon.

18. $6 \times 5.87 \times 10^{21} \approx 3.5 \times 10^{22}$ électrons transférés pour $1\,\mathrm{g}$ de corindon.

Termes définis dans ce chapitre

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