2nde

THEME : CONSTITUTION ET TRANSFORMATIONS DE LA MATIERE

Chapitre n°4 : Vers des entités plus stables

I. Configuration électronique d’un atome

1. Les couches électroniques

Les Z e – d’un atome constituent le cortège électronique.

Dans un atome, les e – ne sont pas tous également liés au

noyau : ils sont répartis sur des couches électroniques

(notées n = 1, 2, 3, etc.), elles-mêmes composées d’une ou

plusieurs sous-couches (notées s, p, f etc.).

Chaque sous-couche ne peut contenir qu’un nombre maximum d’e –.

La sous-couche s contient au maximum 2 électrons.

La sous-couche p contient au maximum 6 électrons.

2. Règles de remplissage

La configuration électronique d’un atome à l’état fondamental décrit la

répartition de ses électrons sur les différentes sous-couches. Les électrons se

répartissent dans les sous-couches selon un ordre déterminé :

1s → 2s → 2p → 3s → 3p.

Lorsqu’une sous-couche est pleine ou saturée, les électrons restant occupent la

sous-couche suivante puis, si nécessaire, celle d’après.

Exemple : Configuration électronique de l’atome de soufre

L’atome de soufre est constitué de 16 e –.

Configuration électronique : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

3. Electrons de valence

Pour Z ≤ 8, 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 et sa configuration électronique se nomme

configuration électronique de valence. Les électrons de valence d’un atome sont

responsables de sa réactivité chimique.

Exemple : Pour l’atome de soufre

L’atome de soufre possède 2 + 4 = 6 électrons de valence. Sa configuration

électronique de valence est : 3s2 3p4.

II. Le tableau périodique des éléments

1. Histoire

La première classification périodique est celle de Mendeleïev.

En 1869, 63 éléments connus sont classés par masse atomique croissante, en

regroupant les familles d’éléments ayant des propriétés chimiques identiques.

Actuellement, 118 éléments chimiques sont connus et classés dans le tableau

périodique selon leur numéro atomique Z croissant et toujours en regroupant les

familles d’éléments ayant des propriétés chimiques identiques.

2. La classification périodique

FAMILLE alcalins alcalinoterreu

x du bore du carbone de l’azote de l’oxygène halogènes gaz rares

COLONNE

LIGNE 1 2 13 14 15 16 17 18

1 1H

1s1

H+

2He

1s2

2

3Li

1s22s

1

Li+

4Be

1s22s

2

Be2+

5B

1s22s

22p

1

6C

1s22s

22p

2

7N

1s22s

22p

3

8O

1s22s

22p

4

O2 –

9F

1s22s

22p

5

F –

10Ne

1s22s

22p

6

3

11Na

1s22s

22p

6

3s1

Na+

12Mg

1s22s

22p

6

3s2

Mg2+

13Al

1s22s

22p

6

3s23p

1

14Si

1s22s

22p

6

3s23p

2

15P

1s22s

22p

6

3s23p

3

16S

1s22s

22p

6

3s23p

4

S2 –

17Cl

1s22s

22p

6

3s23p

5

Cl –

18Ar

1s22s

22p

6

3s23p

6

Bloc s Bloc p

C

Si P

N

S Cl

F O

Les éléments sont rangés par

numéro atomique croissant.

Dans une colonne, les

éléments conduisent à

la formation d’ions

stables ayant la même

charge électrique.

Dans une

colonne, les

atomes ont le

même nombre

d’électrons de

valence.

Dans une colonne,

les atomes sont liés

dans une molécule

par le même

nombre de liaisons

covalentes.

Les éléments d’une

même colonne ont

des propriétés

chimiques voisines :

ils forment une

FAMILLE.

Une ligne s’appelle une PÉRIODE. Les atomes d’une

même période ont le même nombre de couches

électroniques occupées.

3. Position d’un élément dans le tableau

Pour déterminer la ligne (ou période) et la colonne (famille) auxquelles un

élément appartient, il faut repérer le numéro de la couche de valence et le

nombre d’électrons de valence.

Exemple : Pour l’atome d’aluminium l

Configuration électronique (Z = 13) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.

Le nombre n le plus grand est 3. L’élément est donc placé à la ème période (3ème

ligne).

L’élément est dans la première colonne du bloc p soit la 13ème colonne.

III. Les entités stables chimiquement

1. Les gaz rares

Les gaz rares sont des éléments qui n’existent sur Terre que sous la forme

d’atomes isolés.

Ils ne réagissent pas (ou quasiment pas) : ils sont chimiquement inertes.

Cette inertie est liée au nombre d’électrons que ces éléments possèdent sur leur

couche de valence.

hélium (He) Z = 2 1s2

néon (Ne) Z = 10 1s 2 2s2 2p6

argon (Ar) Z = 18 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6

2. Règles du duet et de l’octet

Les atomes, autres que les gaz rares, peuvent former des entités chimiques (ions

et molécules). Ces atomes réagissent de façon à acquérir une configuration

électronique identique à celle des gaz rares.

Règle du duet : Les atomes dont le numéro atomique est proche de celui de

l’hélium (Z 4) évoluent de manière à adopter une configuration électronique à

deux électrons (1s2).

Règle de l'octet : Les atomes pour lesquels Z 5 adopteront la configuration

électronique de valence en octet (8 électrons) du gaz noble le plus proche :

ns2np6

3. Les ions monoatomiques

Afin de satisfaire les règles du duet ou de l’octet, les atomes peuvent perdre

des électrons et devenir des cations ou bien gagner des électrons et devenir des

anions pour former des ions monoatomiques stables.

béry

lliu

m

Be

4

1s2 2

s2

2

éle

ctro

ns

perd

us

1s2

Be

2+

souf

re

S

16

1s 2 2

s22

p6

3s2

3p

4

2 é

lect

rons

gagn

és

1s 2 2

s2 2

p6

3s2

3p

6

S2

–

fluo

r

F

9

1s 2 2

s2

2p

5

1 éle

ctro

n

gagn

é

1s 2 2

s2

2p

6

F –

mag

nési

um

Mg

12

1s 2 2

s22

p6

3s2

2

éle

ctro

ns

perd

us

1s 2 2

s2 2

p6

Mg2

+

sodiu

m

Na

11

1s 2 2

s22

p6

3s1

1 éle

ctro

n

perd

u

1s 2 2

s2 2

p6

Na+

chlo

re

Cl

17

1s 2 2

s22

p6

3s2

3p

5

1 éle

ctro

n

gagn

é

1s 2 2

s2 2

p6

3s2

3p

6

Cl –

Ato

me

X

Z

Con

figu

ration

élect

roniqu

e d

e

l’ato

me

Nom

bre

d’élect

rons

gagn

és

ou p

erd

us p

our

satisf

aire à

la

règle d

u due

t ou

de l’oct

et

Con

figu

ration

élect

roniqu

e d

e

l’ion

sta

ble f

ormé

For

mule c

him

ique

de l’io

n

Les atomes des éléments d’une même colonne du tableau périodique forment des

ions monoatomiques de même charge.

1 18

H 2 13 14 15 16 17 He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P S Cl Ar

- 1e- - 1e- - 1e- +1e- +1e-

4. Formation des molécules

Dans les molécules, les atomes mettent en commun des électrons afin de gagner

en stabilité.

La liaison covalente est une mise en commun de deux électrons de valence entre

deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux

atomes concernés :

L’énergie de liaison représente l’énergie requise pour rompre cette liaison.

Les électrons de valence d’un atome qui ne participent pas aux liaisons

covalentes sont répartis en doublets d’électrons appelés doublets non liants.

Chaque doublet non liant est représenté par un tiret placé sur l’atome

considéré :

En s’associant entre eux pour former des molécules, les atomes vont chercher à

acquérir une plus grande stabilité.

Chaque atome respectera donc soit la règle du duet, soit la règle de l’octet. Les

formules de Lewis des molécules permettent de vérifier le respect de ces

règles en comptabilisant les électrons des liaisons covalentes et des doublets

non liants pour chaque atome de la molécule.

Exemples :

- Formule de Lewis du fluorure d’hydrogène :

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

soit 1 e- de valence.

H doit respecter la règle du duet

Configuration électronique de l’atome de fluor : 1s 2 2s2 2p5

soit 7 e-de valence.

F doit respecter la règle de l’octet

- Formule de Lewis de la molécule d'eau :