La stabilité chimiqueCours

I

Le cortège électronique

A

La configuration électronique

Dans un atome, les électrons se répartissent sur des couches de plus en plus éloignées du noyau.

-

Les trois couches les plus proches du noyau sont notées K, L et M et sont elles-mêmes divisées en sous-couches :

  • \text{1s} pour la couche K ;
  • \text{2s} et \text{2p} pour la couche L ;
  • \text{3s}, \text{3p} et  \text{3d} pour la couche M.
-

La configuration électronique d'un atome indique la répartition des électrons de l'atome sur les sous-couches électroniques : \text{1s}, \text{2s}, \text{2p}, \text{3s} et \text{3p}, celles-ci ne pouvant contenir qu'un nombre limité d'électrons :

  • sous-couches  \text{s}  :électrons au maximum ;
  • sous-couches  \text{p}  :électrons au maximum.

Pour déterminer la configuration électronique d'un atome, on suit ces règles de construction :

  • repérer le nombre d'électrons de l'atome ;
  • occuper les sous-couches électroniques dans l'ordre : \text{1s} , \text{2s} , \text{2p} , \text{3s} , \text{3p}  ;
  • ne commencer le remplissage d'une nouvelle couche que lorsque la précédente est pleine.

La représentation symbolique de l'atome de fluor est \ce{^{19}_{9}F}, sa configuration électronique illustre la répartition de ses 9 électrons :  \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}

B

Les électrons de valence

Les électrons de valence sont les électrons qui permettent d'expliquer la réactivité chimique des atomes.

Dans la configuration électronique, ce sont les électrons de la dernière couche occupée (1, 2 ou 3), appelée couche de valence.

D'après sa configuration électronique, l'atome de fluor possède 7 électrons de valence :

-

Les électrons qui n'appartiennent pas à la dernière couche électronique, et qui sont donc plus proches du noyau, sont appelés « électrons de cœur ». Lorsque la dernière couche est pleine, il n'y a que des électrons de cœur.

II

La position d'un élément chimique dans le tableau périodique

A

Le lien avec la configuration électronique

La configuration électronique d'un atome et son emplacement dans le tableau périodique sont liés.

  • La nature de la dernière sous-couche occupée (\text{s} ou \text{p}) est liée au bloc auquel appartient l'élément chimique :
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  • Le nombre d'électrons sur la dernière sous-couche électronique est lié à la colonne à laquelle appartient l'élément chimique :
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  • Le numéro de la couche de valence (1, 2 ou 3) est lié à la ligne à laquelle appartient l'élément chimique :
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La configuration électronique de l'atome de fluor étant \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}, on en déduit que cet élément est situé sur la 2e ligne et dans la 5e colonne du bloc \text{p}  :

-
B

Les familles chimiques

Les familles chimiques regroupent les éléments chimiques qui ont des propriétés chimiques communes :

  • ils forment des ions monoatomiques de même charge électrique ;
  • ils forment le même nombre de liaisons covalentes.

 

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 portent des noms particuliers et sont à connaître :

-

Les autres familles peuvent être dénommées en fonction de l'élément de la première ligne appartenant à la même colonne.

III

La réactivité chimique

A

La stabilité des gaz nobles

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 :

-
B

La quête de stabilité des autres éléments chimiques

Les éléments chimiques autres que les gaz nobles réagissent de manière à acquérir une configuration électronique analogue à celle d'un gaz noble, c'est-à-dire à faire en sorte d'avoir une couche électronique de valence complète. Pour arriver à cette fin, ils peuvent former des ions ou des molécules.

Dans la nature, on ne trouve pas d'atomes de chlore sous la forme d'atomes isolés mais sous forme d'ions ou dans des molécules, ce qui permet au chlore d'avoir une configuration électronique analogue à celle d'un gaz noble (le néon).

IV

Les ions monoatomiques

A

La formation et les formules des ions monoatomiques

Pour avoir une configuration électronique similaire à celle d'un gaz noble, les éléments chimiques tendent à acquérir une couche de valence complète : \text{1s}^{2}  ou \text{2s}^{2}\text{2p}^{6} ou  \text{3s}^{2}\text{3p}^{6}

Pour arriver à cette fin, ils peuvent :  

  • perdre n électrons et former des cations \text{X}^{n+} ;
  • gagner n électrons et former des anions \text{X}^{n-} .

 

En mettant en jeu toujours le minimum d'électrons nécessaires.

  • L'atome de béryllium a tendance à perdre deux électrons pour avoir une couche électronique (1) complète : 

{\ce{^{9}_{4}Be}} : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2} \xrightarrow{\text{perte de 2}\textcolor{#66CC99}{\text{ électrons}}} \text{ion }\ce{^{9}_{4}Be^{2+}}:\text{1s}^{2}

  • L'atome de fluor a tendance à gagner un électron pour compléter sa dernière couche électronique (2) : 

{\ce{^{19}_{9}F} }: \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5} \xrightarrow{\text{gain de 1}\textcolor{#66CC99}{\text{ électron}}} \text{ion }\ce{^{19}_{9}F^-}:\text{2s}^{2}\text{2p}^{6}

D'après la configuration électronique de l'atome d'hydrogène (11\text{H}:1\text{s}^{1}), celui-ci devrait gagner un électron et former l'ion \ce{H^{-}} mais en réalité il forme l'ion \ce{H^{+}}  en perdant son seul électron de valence, l'ion \ce{H^{-}} étant obtenu dans des conditions très particulières.

B

Le lien avec le tableau périodique

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 alcalino-terreux étant situés dans la 2e colonne du tableau périodique, ils perdent leurs deux électrons de valence pour former des cations \text{X}^{2+}  :  \ce{Be^{2+}}\ce{Mg^{2+}}\ce{Ca^{2+}}

C

Les ions communs à connaître

Les noms et formules de ces ions sont à connaître :

Ion hydrogène  \ce{H^{+}}
Ion sodium \ce{Na^{+}}
Ion potassium \ce{K^{+}}
Ion calcium \ce{Ca^{2}^+}
Ion magnésium \ce{Mg^{2}^+}
Ion chlorure \ce{Cl^{-}}
Ion fluorure \ce{F^{-}}
D

L'électroneutralité et la composition des composés ioniques

Les composés ioniques sont électriquement neutres car les cations et anions qui les constituent sont dans des proportions telles qu'ils contiennent autant de charges positives que négatives.

  • Dans le chlorure de sodium (sel de cuisine), les ions sodium et les ions chlorure sont dans les mêmes proportions puisqu'ils portent la même charge électrique, en valeur absolue (avec une proportion de 1 \ce{Na^{+}} pour 1 \ce{Cl^{-}}, le composé ionique est neutre).
  • Dans le chlorure de magnésium, on trouve deux fois plus d'ions chlorure que d'ions magnésium car leur charge électrique est deux fois plus faible, en valeur absolue (avec une proportion de 1 \ce{Mg^{2}^+} pour 2 \ce{Cl^{-}}, le composé ionique est neutre).

La formule des composés ioniques doit rendre compte de cette électroneutralité et indique donc les proportions des cations et anions.

  • La formule du chlorure de sodium solide et celle de sa solution aqueuse : (\ce{Na^{+}}_{\text{(aq)}}+\ce{Cl^{-}}_{\text{(aq)}})
  • La formule du chlorure de magnésium solide et celle de sa solution aqueuse : (\ce{Mg^{2}^+}_{\text{(aq)}}+2 \ce{Cl^{-}}_{\text{(aq)}})
V

Les molécules

A

Le modèle de la liaison covalente

Dans les molécules, les atomes sont liés par liaison covalente, ce qui leur permet d'obtenir une configuration électronique stable.

Pour avoir une configuration électronique similaire à celle d'un gaz noble, les éléments chimiques tendent à acquérir une couche de valence complète :

\text{1s}^{2}\text{ ou }\text{2s}^{2}\text{2p}^{6}\text{ ou }\text{3s}^{2}\text{3p}^{6}

Pour arriver à cette fin, ils peuvent compléter leur couche de valence en établissant autant de liaisons covalentes avec d'autres atomes qu'il leur manque d'électrons de valence.

L'atome de carbone doit établir quatre liaisons covalentes pour avoir une couche électronique (2) complète :

{\ce{^{12}_{6}C}} : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2} \xrightarrow{\text{création de 4 liaisons covalentes}} \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{6}

L'énergie de liaison, exprimée en \text{kJ.mol}^{-1}, correspond à l'énergie qu'il faut fournir pour rompre cette liaison : une liaison covalente est d'autant plus forte que son énergie de liaison est importante.

B

Le lien avec le tableau périodique

Le tableau périodique permet de retrouver rapidement et facilement le nombre de liaisons covalentes que forment la plupart des éléments chimiques du bloc \text{p}.

-
C

Le schéma de Lewis d'un atome

Lorsque deux atomes se lient par une liaison covalente, chacun met en commun un de ses électrons de valence.

On peut alors distinguer deux types d'électrons de valence qui se répartissent dans des groupes de deux, appelés « doublets électroniques » :

  • Ceux qui sont impliqués dans une liaison covalente et qui constitueront des doublets liants entre les atomes.
  • Ceux que l'atome ne partage pas et qui constitueront des doublets non liants.

{\ce{^{16}_{8}O}} : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{4} \xrightarrow{\text{création de 2 liaisons covalentes}} \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{6}

Le  schéma de Lewis  d'un atome doit faire apparaître tous les doublets électroniques qui le concernent :

  • les doublets liants, représentés par des tirets dirigés vers d'autres atomes ;  
  • les doublets non liants, représentés par des tirets autour de cet atome.      

Dans les schémas de Lewis des molécules où l'atome d'oxygène est impliqué, les deux doublets liants et les deux doublets non liants le concernant sont toujours représentés ainsi :

-
D

Le schéma de Lewis d'une molécule

Le schéma de Lewis d'une molécule doit faire apparaître tous les doublets électroniques concernant les atomes qui la composent.

Elle est obtenue en accolant les schémas de Lewis des atomes dont la nature et le nombre sont renseignés par la formule brute de la molécule.

La formule brute de la molécule d'éthanol est \ce{C2H6O}.

Les schémas de Lewis des atomes qui la composent sont :      

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En les accolant, on obtient la formule de Lewis de cette molécule :

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