La configuration électronique de la couche de valence est un concept fondamental en chimie. Elle permet de comprendre les propriétés chimiques des éléments et leur manière d'interagir pour former des liaisons et des molécules. Cet article explore en détail la définition de la couche de valence, son importance, et comment elle est déterminée à partir de la configuration électronique d'un atome.
Introduction à la Configuration Électronique
La configuration électronique d'un atome décrit la manière dont les électrons sont distribués autour du noyau. Cette distribution est organisée en couches et sous-couches électroniques, chacune ayant un niveau d'énergie spécifique. La configuration électronique est essentielle pour comprendre les propriétés chimiques des éléments.
Lumière et Électrons
La lumière est une onde électromagnétique qui se propage dans le vide à une vitesse constante, appelée célérité (c), d'environ 3.108 m/s. Elle possède une nature ondulatoire, caractérisée par sa longueur d'onde (λ) et sa fréquence (ν). Seules les ondes dont la longueur d'onde se situe entre 400 nm (violet) et 750 nm (rouge) sont visibles à l'œil nu.
La lumière, en tant que rayonnement électromagnétique, est aussi une forme d'énergie transportée par des photons. Chaque photon transporte un quantum d'énergie (E) proportionnel à sa fréquence, selon la relation :
E = h.ν
Lire aussi: Tout savoir sur la configuration électronique de l'azote
où h est la constante de Planck (6,62.10-34 J.Hz-1).
Électrons dans l'Atome
Dans un atome, l'énergie totale d'un électron est quantifiée et dépend d'un nombre entier appelé nombre quantique principal (n). Pour les éléments hydrogénoïdes (atomes ou ions avec un seul électron), cette énergie peut être calculée par la relation :
E = -Rh * (Z^2 / n^2)
où Rh est la constante de Rydberg (1,1.107 m-1) et Z est le numéro atomique de l'atome.
Les niveaux d'énergie accessibles à l'électron peuvent être représentés schématiquement. L'état fondamental correspond au niveau n = 1, où l'électron a l'énergie la plus faible. L'électron peut transiter vers des niveaux d'énergie supérieurs (excitation électronique) en absorbant un photon d'énergie appropriée.
Lire aussi: Utilisations bracelet électronique
Interaction Électron / Onde Électromagnétique
Absorption
L'absorption de photons par un électron entraîne une augmentation de son énergie, lui permettant de passer à un niveau d'énergie supérieur. Cette transition électronique ne se produit que si l'énergie du photon correspond exactement à la différence d'énergie entre deux niveaux quantifiés.
L'énergie requise pour une transition électronique entre un niveau inférieur n et un niveau supérieur n' est donnée par :
ΔE = E(n') - E(n)
Si l'énergie du photon absorbé dépasse le seuil d'ionisation, l'électron peut être éjecté de l'atome, avec une énergie cinétique égale à la différence entre l'énergie du photon et le seuil d'ionisation.
Émission
Lors de la désexcitation électronique, l'électron retourne à son état d'énergie le plus faible en émettant de l'énergie sous forme de lumière.
Lire aussi: Nombre de couches électroniques expliqué
Description Quantique de l'Électron
La description complète d'un électron nécessite quatre nombres quantiques :
- Nombre quantique principal (n) : Détermine le niveau d'énergie de l'électron (n = 1, 2, 3, …).
- Nombre quantique secondaire (l) : Détermine la forme de l'orbitale atomique (OA) où se trouve l'électron (l = 0, 1, 2, …, n-1).
- Nombre quantique magnétique (ml) : Détermine l'orientation spatiale de l'orbitale atomique (ml = -l, -l+1, …, 0, …, l-1, l).
- Nombre quantique de spin (s) : Décrit le moment cinétique intrinsèque de l'électron, appelé spin (s = +1/2 ou -1/2).
Orbitales Atomiques
La valeur de l décrit la forme de l'orbitale atomique (OA) :
- l = 0 : Orbitale s (sphérique)
- l = 1 : Orbitale p (en forme d'haltère)
- l = 2 : Orbitale d (forme plus complexe)
- l = 3 : Orbitale f (forme encore plus complexe)
La valeur de ml définit la direction dans laquelle est orientée l'orbitale atomique. Pour l = 1, il existe trois orbitales p possibles (px, py, pz), orientées selon les axes x, y et z.
Cases Quantiques
Une case quantique représente une orbitale atomique, définie par un ensemble unique de valeurs pour n, l et ml. Un électron dans cette case est représenté par une flèche vers le haut (s = +1/2) ou vers le bas (s = -1/2).
Notation des Orbitales Atomiques
La notation des OA se fait en précisant les valeurs de n, l et ml, selon la forme :
« valeur de n - symbole associé à l - direction associée à ml »
Principes Fondamentaux de la Configuration Électronique
Principe d'Exclusion de Pauli
Deux électrons dans un même atome ne peuvent pas avoir les quatre mêmes nombres quantiques. Cela signifie que chaque orbitale atomique ne peut contenir que deux électrons, avec des spins opposés.
Configuration Électronique
La configuration électronique d'un élément décrit la distribution des électrons sur les orbitales atomiques de l'atome. Elle est notée sous la forme :
[X] = 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6….
où chaque terme représente une orbitale atomique (n et l) et le nombre d'électrons qu'elle contient (en exposant).
Règle de Hund
Les électrons occupent les orbitales atomiques de manière à maximiser le spin total. Cela signifie que les électrons vont d'abord occuper individuellement chaque orbitale dégénérée (orbitales de même énergie) avec le même spin, avant de commencer à apparier les spins dans chaque orbitale.
Règles de Remplissage des OA
Les orbitales atomiques sont remplies par ordre croissant de la somme de leurs nombres quantiques n et l. Pour deux OA ayant la même valeur de 'n+l', celle ayant le n le plus faible est remplie en premier. Il en découle la hiérarchie suivante :
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d ….
Exceptions dans la Configuration Électronique
Certaines exceptions à ces règles existent, notamment pour les orbitales de type d. Par exemple, les configurations du chrome (Z = 24) et du cuivre (Z = 29) se terminent respectivement en 4s13d5 et 4s1 3d10, plutôt qu'en 4s² 3d4 et 4s² 3d9. Ces exceptions sont dues à la stabilité supplémentaire conférée par le remplissage complet (d10) ou à moitié plein (d5) des orbitales d.
Couches de Valence et de Cœur
Définition de la Couche de Valence
Les électrons de valence sont les électrons les plus périphériques d'un atome. Ils se trouvent dans les orbitales atomiques situées à droite de la première OA portant le nombre quantique n le plus élevé dans la configuration électronique. La couche de valence est l'ensemble de ces orbitales. La couche de valence d’un atome (ou d’un ion) correspond à la plus haute couche électronique occupée par des électrons. Cette couche comporte les électrons les plus éloignés du noyau, elle constitue la limite entre l’atome et l’espace extérieur. C’est cette couche et ses électrons qui sont amenés à interagir avec les autres entités chimiques et c’est d’elle dont dépendent les propriété chimique d’un atome.
Définition des Couches de Cœur
Les électrons qui ne se trouvent pas dans la couche de valence forment les couches de cœur. Ce sont les électrons qui peuplent les orbitales internes. Pour un élément donné, ils correspondent à la configuration du gaz rare qui précède cet élément dans la classification.
Importance des Électrons de Valence
Les électrons de valence sont responsables des propriétés chimiques d'un atome. Ce sont eux qui participent à la formation de liaisons chimiques avec d'autres atomes. La couche de valence est aussi appelée couche externe. Les électrons de valence sont aussi appelés électrons externes.
Raccourci d'Écriture de la Configuration Électronique
Pour simplifier l'écriture de la configuration électronique, on utilise un raccourci qui consiste à remplacer la configuration des électrons de cœur par le symbole du gaz rare correspondant :
[X] = [Y] « électrons de valence »
où Y est choisi parmi He, Ne, Ar, Kr et Xe.
Couche de valence: Définition
Comment trouver la couche de valence ? Par définition la couche de valence d’un atome (ou d’un ion) correspond à la plus haute couche électronique occupée par des électrons. Cette couche comporte les électrons les plus éloignés du noyau, elle constitue la limite entre l’atome et l’espace extérieur. C’est cette couche et ses électrons qui sont amenés à interagir avec les autres entités chimiques et c’est d’elle dont dépendent les propriété chimique d’un atome.
Les électrons de valence d’un atome sont responsables des propriétés chimiques de cet atome, ce sont eux qui peuvent être perdus lors de la transformation en cation et ce sont aussi eux qui permettent à l’atome de se lier (pour former des liaisons dites covalentes).
La couche de valence d’un atome peut être déterminée à partir de sa configuration électronique: il s’agit de la dernière couche notée dans cette configuration électronique.
Exemples
- L’atome de lithium (Z=3) a pour configuration électronique 1s22s1 , sa couche de valence est la couche n°2, elle ne comporte qu’une seule sous-couche (2s) qui ne comporte qu’un électron par conséquent le lithium possède un seul électron de valence.
- L’atome d’oxygène (Z=8) a pour configuration électronique 1s22s22p4 sa couche de valence est couche n°2, elle comporte une sous-couche 2s avec deux électrons ainsi qu’une sous-couche 2p qui possède 4 électrons par conséquent l’atome d’oxygène possède un total de 2+4 = 6 électrons de valence.
- L’atome d’aluminium (Z=13) a pour configuration électronique 1s22s22p63s23p1 sa couche de valence est couche n°3, elle comporte une sous-couche 3s avec deux électrons ainsi qu’une sous-couche 3p qui possède 1 électron par conséquent l’atome d’aluminium possède un total de 2+1 = 3 électrons de valence.
Les électrons de valence d’un atome constituent sa frontière, ils sont exposés au milieu extérieur avec lequel ils sont susceptibles d’interagir. Les propriétés chimiques d’un atome dépendent de ses électrons de valence. Les autres électrons sont parfois qualifiés d’électrons de coeur, ils sont séparé du milieu extérieur par la couche externe qui constitue en quelque sorte une “barrière” limitant fortement leurs interactions avec ce milieu extérieur. Les électrons de coeurs n’interviennent donc pas dans les processus chimiques. Puisque les éléments d’une même famille ont le même nombre d’électrons de valence ils ont donc aussi des propriétés chimiques proches.
Détermination du nombre d’électrons de valence d’un ion
Si l’on connait le numéro atomique d’un atome et la formule de l’ion monoatomique qu’il forme alors on peut déterminer le nombre d’électrons de valence de cet ion. En effet la charge excédentaire précisée dans la formule d’un ion permet de déterminer le nombre d’électrons gagnés ou perdus par rapport à la forme atomique. Il suffit d’utiliser cette donnée pour trouver le nombre total d’électrons de l’ion afin d’obtenir sa configuration électronique et d’en déduire son nombre d’électrons sur sa couche de valence.
- on détermine le nombre d’électron de l’ion (en général à partir du numéro atomique de l’élément chimique et de la formule de l’ion ou en exploitant les règles de stabilité)
- on trouve configuration électronique.
- on identifie sa couche de valence (qui n’est pas nécessairement la même que celle de la forme atomique en particulier pour les cations)
- on en déduite le nombre d’électrons de valence en comptant le nombre d’électrons sur la couche de valence.
Exemples
- Le soufre (Z=16) forme l’ion monoatomique sulfure de formule chimique S2-. L’atome de soufre possède 16 électrons (Z=16) et l’ion sulfure possède deux électrons supplémentaire (puisque qu’il porte deux charges négatives excédentaires indiquées par l’exposant 2-). Par conséquent l’ion sulfure possède un total de 16 + 2 = 18 électrons. La configuration électronique de l’ion sulfure est donc: 1s22s22p63s23p6 Sa couche de valence est la couche n°3 L’ion sulfure possède donc un total de 2 + 6 = 8 électrons de valence.
- Le sodium (Z=11) forme l’ion monoatomique sodium de formule chimique Na+. L’atome de sodium possède 11 électrons (Z=11) et l’ion sodium possède un électron de moins (puisque qu’il porte une charges positive excédentaires indiquée par l’exposant +). Par conséquent l’ion sodium possède un total de 11 - 1 = 10 électrons. La configuration électronique de l’ion sulfure est donc: 1s22s22p6 Sa couche de valence est la couche n°2 L’ion sulfure possède donc un total de 2 + 6 = 8 électrons de valence.
Les règles de stabilité (règles du duet et de l’octet) impliquent que les ions des trois premières périodes du tableau périodique possèdent soit deux soit huit électrons de valence (ou exceptionnellement aucun).
- qu’il y a 2 électrons de valence pour les ions lithium hydrure (H-), (Li+), béryllium (Be2+) et bore (B3+)
- qu’il y a huit électrons de valence pour les ions oxyde (O2-), fluorure (F-), sodium (Na+), magnésium (Mg2+), aluminium (Al3+), sulfure (S2-), chlorure (Cl-), Potassium (K+) et Calcium (Ca2+).
- L’ion hydrogène (H+) est une exception qui ne possède aucun électron de valence.
Lorsqu’un atome fait partie d’une molécule il forme une ou plusieurs liaisons covalentes avec d’autres atomes. Un atome qui forme une liaison covalente possède un électron de valence de plus que l’atome isolé. Un atome qui forme deux liaisons covalentes possède deux électrons de valence supplémentaires par rapport à sa forme atomique isolée. Un atome avec trois liaisons bénéficie de trois électrons de valence en plus par rapport à l’atome seul.
- Dans une molécule l’atome d’hydrogène (H) a deux électrons de valence
- Dans une molécule les atomes de carbone (C), d’azote (N), d’oxygène (O), de fluor (F), de silicium (Si), de phosphore (P), de soufre (S) et de chlore (Cl) possèdent chacun huit électrons de valence.
La représentation de Lewis est une représentation montrant tous les électrons de valence des atomes d’une molécule soit sous forme de doublets liants (liaison entre deux atomes) soit sous forme de doublets non liants.
- que l’hydrogène, entouré d’un seul doublet liant, y possède deux électrons de valence.
- que le soufre entouré de quatre doublets (deux liants et deux non liants) y possède 4 x 2 = 8 électrons de valence.
Tableau Périodique et Configuration Électronique
Le tableau périodique regroupe les éléments par familles, en fonction de leur configuration électronique de valence.
Familles d'Éléments
- Éléments alcalins : Ils ont une configuration électronique de valence de type 'ns1', avec n ≥ 2. Ils correspondent à la première colonne du tableau périodique, à l'exception de l'atome d'hydrogène. Ils ont une faible énergie d'ionisation et une petite affinité électronique. Ils forment facilement des mono-cations (X+).
- Éléments alcalino-terreux : Ils ont une configuration électronique de valence de type 'ns²', avec n ≥ 2. Ils correspondent à la deuxième colonne du tableau périodique. Ils ont une première énergie d'ionisation assez élevée, mais une faible énergie de deuxième ionisation, ainsi qu'une petite affinité électronique. Ils forment facilement des di-cations (X2+).
- Éléments halogènes : Ils ont une configuration électronique de valence de type 'ns² np5', avec n ≥ 2. Ils correspondent à l'avant-dernière colonne du tableau périodique. Ils forment facilement des mono-anions (X-).
- Gaz rares ou gaz nobles : Ils ont une configuration électronique de valence de type 'ns² np6', avec n ≥ 1. L'hélium, de configuration électronique [He] : 1s², appartient également à cette famille. Ils correspondent à la dernière colonne du tableau périodique. Ils ont déjà une couche de valence totalement remplie.
- Métaux de transition : Ils ont une configuration électronique de valence de type '(n+1)s² ndx', avec n ≥ 3. Ils appartiennent aux 3e, 4e et 5e lignes du tableau périodique.
tags: #configuration #electronique #couche #de #valence #definition