La configuration électronique d'un élément est la signature de sa structure interne et gouverne ses propriétés chimiques. Comprendre la couche de valence est essentiel pour appréhender le comportement chimique des atomes. Cet article explore en détail la définition de la couche de valence, son rôle dans les liaisons chimiques et sa relation avec le tableau périodique.
Électrons de cœur et électrons de valence
Compte tenu de l'organisation en couches du nuage électronique, il est raisonnable de distinguer entre les couches internes, d'énergies très négatives et fortement attachées au noyau, et la couche externe, d'énergie plus haute, décrivant des électrons périphériques que l'effet d'écran des couches internes rend moins liés et donc plus labiles. Les énergies mises en jeu pour modifier les couches internes sont aussi beaucoup plus élevées que celles susceptibles d'affecter les électrons périphériques.
Dans l'écriture des configurations électroniques, on fait apparaître cette distinction en définissant deux catégories d'électrons : les électrons de cœur et les électrons de valence.
Définition des électrons de cœur
Les électrons de cœur sont ceux qui peuplent les orbitales internes. Pour un élément donné, ils correspondent à la configuration du gaz rare qui précède cet élément dans la classification. On symbolise la configuration des électrons de cœur par le symbole du gaz rare entre parenthèses.
Définition des électrons de valence
Les électrons de valence peuplent les orbitales des couches périphériques occupées. La configuration de valence est notée classiquement en alignant les symboles des sous-couches et en portant en exposant le nombre d'électrons de la sous-couche.
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Exemples de configurations électroniques
Sodium (Z=11)
Le gaz rare précédent est le néon ((Z=10)). La configuration complète s'écrit (1\textrm s^2 2\textrm s^2 2\textrm p^6 3\textrm s^1). On l'écrit plus synthétiquement ((\textrm{Ne}) 3\textrm s^1).
Titane (Z=22)
Le gaz rare précédent est l'argon ((Z=18)). Il y a donc 18 électrons de cœur et 4 électrons de valence. On écrit la configuration sous la forme ((\textrm{Ar}) 4\textrm s^2 3\textrm d^2). Les électrons de valence appartiennent ici à des couches différentes. Les sous-couches (3\textrm s) et (3\textrm p) sont de cœur et les sous-couches (3\textrm d) et (4\textrm s) de valence.
Arsenic (Z=33)
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Le gaz rare précédent est l'argon ((Z=18)). On écrit la configuration sous la forme ((\textrm{Ar}) 4\textrm s^2 3\textrm d^{10} 4\textrm p^3).
Définition de la couche de valence
On appelle couche de valence (ou couche périphérique) d'un atome sa dernière couche électronique, c’est-à-dire la plus éloignée du noyau. Elle est caractérisée par le nombre quantique principal le plus élevé. 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. La couche de valence d’un atome est aussi appelée couche externe.
Importance des électrons de valence
Ce sont les électrons de la couche de valence, appelés électrons de valence, qui interviennent dans les liaisons chimiques. Ce sont les électrons dont l’orbite est la plus éloignée du noyau et qui sont les plus exposés aux autres entités chimiques. 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). Les électrons de valence sont aussi appelés électrons externes.
Notation condensée de la configuration électronique
La configuration électronique d'un élément est donnée habituellement de façon condensée en ne faisant apparaître de façon explicite que les électrons dans la couche de valence. Exemple : pour l'élément P, la configuration électronique est (1s)2(2s)2(2p)6(3s)2(3p)3. En notation condensée cela donne : [Ne](3s)2(3p)3.
Comment trouver la couche de valence ?
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.
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Exemples de détermination de la couche de valence
- 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.
Relation avec le tableau périodique
Le tableau périodique classe les éléments chimiques en tenant compte de leur configuration électronique, l’une de ses règles est de faire figurer sur une même période (ligne) uniquement des éléments ayant la même couche de valence.
Propriétés chimiques et 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 cœur, ils sont séparés 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.
Méthode pour déterminer le nombre d’électrons de valence d’un ion
- 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 la 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 déduit le nombre d’électrons de valence en comptant le nombre d’électrons sur la couche de valence.
Exemples de détermination du nombre d'électrons de valence d'un ion
- 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 supplémentaires (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.
Règles de stabilité et ions
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).
- Il y a 2 électrons de valence pour les ions lithium hydrure (H-), (Li+), béryllium (Be2+) et bore (B3+).
- 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.
Couche de valence et liaisons covalentes
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.
Représentation de Lewis
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.
- L’hydrogène, entouré d’un seul doublet liant, y possède deux électrons de valence.
- Le soufre entouré de quatre doublets (deux liants et deux non liants) y possède 4 x 2 = 8 électrons de valence.
Configuration électronique et les électrons de valence
Les électrons d'un atome constituent le cortège électronique. Les électrons sont organisés en couches et sous-couches. On les appelle électrons de valences lorsqu'ils sont sur la dernière couche de la configuration électronique, la plus éloignée du noyau. Les électrons de valence ont un rôle capital pour interpréter la stabilité chimique d'une entité.
Configuration électronique
La configuration électronique de l'atome représente la répartition des électrons :
- en couches « 1, 2, 3, etc. »
- sous-couches « s, p, etc.»
Dans un atome, les électrons se répartissent sur des couches de plus en plus éloignées du noyau. Notre étude se limitera à la 3ème couche mais il en existe plus. 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}.
- Les chiffres « 1, 2 et 3 » indiquent la couche.
- Les lettres « \text{s} et \text{p} » indiquent la sous-couche.
Ces couches et sous-couches ne peuvent contenir qu'un nombre limité d'électrons :
- couche 1 : 2 électrons au maximum ;
- couche 2 : 8 électrons au maximum ;
- sous-couches \text{s} : 2 électrons au maximum ;
- sous-couches \text{p} : 6 électrons au maximum.
L'atome de fluor \ce{^{19}_{9}F}, de configuration électronique \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}, possède :
- 2 électrons sur sa couche 1 dont 2 électrons dans sa sous-couche 1s ;
- 7 électrons sur sa couche 2 dont 2 électrons dans sa sous-couche 2s et 5 électrons dans sa sous-couche 2p.
Pour déterminer la configuration électronique d'un atome, on suit les règles de construction suivantes :
- Règle 1 : repérer le nombre d'électrons de l'atome.
- Règle 2 : occuper les sous-couches électroniques dans l'ordre : \text{1s}, \text{2s}, \text{2p}, \text{3s}, \text{3p}.
- Règle 3 : commencer le remplissage d'une nouvelle couche, uniquement, lorsque la précédente est pleine.
L'écriture conventionnelle de l'atome de fluor est \ce{^{19}_{9}F}. Pour trouver sa configuration électronique, il faut suivre les règles suivantes :
- Règle 1 : l'atome de fluor possède 9 électrons, car il a 9 protons d'après son écriture conventionnelle.
- Règle 2 : l'ordre de remplissage est : \text{1s}, \text{2s}, \text{2p}, \text{3s}, \text{3p}.
- Règle 3 : on place les 9 électrons en suivant l'ordre de remplissage et on obtient : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}.
La configuration électronique du fluor est : \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}.
Électrons de valence et stabilité chimique
La couche externe de la configuration électronique d'un atome contient les électrons de valence. Ce sont les électrons les plus éloignés du noyau. Ils ont un rôle capital pour interpréter la stabilité chimique d'une entité. 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, 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 sont appelés « électrons de cœur ». Ce sont les électrons les plus proches du noyau. Lorsque la dernière couche est pleine, il n'y a que des électrons de cœur.
Position d'un élément chimique dans le tableau périodique
La configuration électronique d'un élément chimique permet sa classification dans le tableau périodique. Elle permet également de constituer des familles chimiques ayant des propriétés chimiques identiques et de commenter la stabilité d'un élément chimique donné.
Lien entre le tableau périodique et la configuration électronique
Dans le tableau périodique des éléments :
- la ligne d'un élément chimique détermine sa couche,
- la colonne détermine sa sous-couche.
La nature de la dernière sous-couche occupée « \text{s} ou \text{p} » est liée au bloc auquel appartient l'élément chimique. Le nombre d'électrons sur la dernière sous-couche électronique est lié à la colonne à laquelle appartient l'élément chimique. Le numéro de la couche de valence « 1, 2 ou 3 » est lié à la ligne à laquelle appartient l'élément chimique.
La configuration électronique de l'atome de fluor permet de déduire que cet élément est situé sur la 2e ligne et dans la 5e colonne du bloc \text{p}. On peut aussi faire l'opération inverse et déterminer la configuration électronique d'un atome par lecture du tableau périodique. L'atome de Fluor est sur la 2ème ligne donc sa dernière couche électronique occupée est la deuxième. Il est sur la 5ème colonne donc possède 5 électrons de valence sur la sous couche p. Toutes les sous couches précédentes sont pleines, on en déduit la configuration électronique de l'atome de fluor :\text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}
Familles chimiques dans le tableau périodique
Les familles chimiques regroupent des éléments ayant des propriétés chimiques identiques. Elles sont visibles dans le tableau périodique. Les familles chimiques regroupent les éléments chimiques qui ont des propriétés chimiques communes. 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 chimiques portent des noms particuliers et sont à connaître :
- les alcalins ;
- les alcalino-terreux ;
- les halogènes ;
- les gaz nobles.
Grâce à la position du fluor dans le tableau périodique, on peut trouver sa configuration électronique mais on peut aussi dire qu'il appartient à la famille des halogènes. Les autres familles peuvent être dénommées en fonction de l'élément de la première ligne appartenant à la même colonne.
Réactivité et stabilité chimique
La saturation en électrons de la couche externe assure la stabilité de l'espèce chimique. Au contraire, l'absence de saturation de la couche externe en électrons de valence explique la réactivité d'une espèce chimique.
Stabilité des gaz nobles
La couche externe des gaz nobles est saturée en électrons, les gaz nobles sont donc chimiquement inertes car stables. 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.
L'argon est un gaz noble présentant très peu de réactivité chimique. Reprenons le tableau périodique pour trouver sa configuration électronique. Il est sur la troisième ligne donc sa couche de valence est la troisième et sur la dernière colonne donc sa sous couche est pleine et possède 6 électrons. Sa configuration électronique est « \text{1s}^2\text{2s}^2\text{2p}^6\text{3s}^2\text{3p}^6 ». On observe que la troisième couche de l'argon « \text{3s}^2\text{3p}^6 » est pleine, sa couche de valence est bien complète.
Quête de stabilité des autres éléments chimiques
Les éléments chimiques autres que les gaz nobles, ne respectent pas le critère de stabilité chimique. Ils réagissent donc de manière à saturer leur couche externe en formant des liaisons ou des ions afin d'acquérir une configuration électronique similaire à celle des gaz nobles. Les éléments chimiques réagissent de manière à acquérir une configuration électronique analogue à celle d'un gaz noble. Ces éléments font en sorte d'avoir une couche électronique de valence complète. Pour arriver à cette fin, ils peuvent former des ions ou des molécules.
Comme vu précédemment la configuration électronique du Fluor est \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5}. Il lui manque donc un électron pour que sa couche de valence « \text{2s}^2\text{2p}^6 » soit pleine. Par conséquent on ne trouve pas de fluor sous la forme d'atomes isolés dans la nature, mais sous forme d'ions ou dans des molécules. Cela permet au fluor d'avoir une couche de valence complète et une configuration électronique analogue à celle d'un gaz noble, l'argon.
Ions monoatomiques
Les ions monoatomiques sont des entités chimiques formées à partir des atomes et qui leur permet d'atteindre la stabilité chimique. Leurs charge dépend soit du nombre d'électrons de valence des atomes dont ils sont issus, soit de leur position dans le tableau périodique. Un certain nombre d'ions monoatomiques sont à connaître.
Formation et formules des ions monoatomiques
C'est à partir de la configuration électronique d'un atome et de son nombre d'électrons de valence que s'explique la formation de l'ion monoatomique associé, qui respecte le critère de stabilité chimique. 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 gagnant ou en perdant le minimum d'électrons nécessaires.
L'atome de fluor a tendance à gagner un électron pour avoir une couche électronique (2) complète : {\ce{^{19}{9}F} }: \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{5} \xrightarrow{\text{gain de 1}{\text{ électron}}} \text{ion }\ce{^{19}{9}F^{\textcolor{Red}{-}}}: \text{1s}^{2}\text{2s}^{2}\text{2p}^{\textcolor{Red}{6}}
D'après la configuration électronique de l'atome d'hydrogène (^1_1\text{H}:1\text{s}^{1}), celui-ci devrait gagner un électron et former l'ion \ce{H^{-}} pour obtenir la configuration électronique du gaz noble le plus proche. En réalité, il forme l'ion \ce{H^{+}} en perdant son seul électron de valence. L'ion \ce{H^{-}} est obtenu dans des conditions très particulières.
Lien entre le tableau périodique et les ions monoatomiques
Le nombre d'électrons de valence d'un atome est associé aux colonnes du tableau périodique. Il est possible d'en déduire l'ion monoatomique correspondant en ajoutant ou en retirant les électrons manquant pour s'approcher de la configuration électronique du gaz noble le plus proche, critère de la stabilité chimique. 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 halogènes sont situés dans l'avant-dernière colonne du tableau périodique. Ils gagnent leur électron de valence pour former des anions \text{X}+\textcolor{Red}{e^-}\ce{->}\text{X}^{\textcolor{Red}{-}}. C'est le cas du fluor : \text{F}+\textcolor{Red}{e^-}\ce{->}\text{F}^{\textcolor{Red}{-}}.
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