Introduction
La structure électronique d'un atome est un concept fondamental en chimie, décrivant la répartition des électrons autour du noyau. Cette répartition influence directement les propriétés chimiques de l'élément et sa capacité à former des liaisons avec d'autres atomes. Cet article explore en détail le concept des couches électroniques, leur remplissage et leur importance dans la compréhension du comportement des éléments.
Structure électronique : organisation des électrons
Les électrons, chargés négativement, orbitent autour du noyau atomique, constitué de protons et de neutrons. Cependant, ils ne se répartissent pas de manière aléatoire. Ils occupent des régions spécifiques appelées couches électroniques, qui correspondent à des niveaux d'énergie distincts.
Les couches électroniques : K, L, M…
Ces couches sont désignées par des lettres : K, L, M, etc., en commençant par la couche la plus proche du noyau. Chaque couche peut accueillir un nombre maximal d'électrons :
- Couche K : maximum 2 électrons
- Couche L : maximum 8 électrons
- Couche M : maximum 18 électrons
Au niveau du lycée, on se limite généralement à un nombre maximal de 28 électrons.
Règle de remplissage
Le remplissage des couches électroniques suit une règle simple : une nouvelle couche ne commence à se remplir que lorsque la précédente est complète. Ainsi, les électrons occupent d'abord la couche K, puis la couche L, et ainsi de suite.
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Détermination de la structure électronique
Pour déterminer la structure électronique d'un atome, il faut suivre les étapes suivantes :
- Déterminer le nombre d'électrons : Un atome étant électriquement neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons, qui correspond au numéro atomique (Z) de l'élément.
- Remplir les couches électroniques : Commencer par la couche K, puis la couche L, et ainsi de suite, en respectant le nombre maximal d'électrons que chaque couche peut accueillir.
- Noter la structure électronique : Indiquer le nombre d'électrons présents dans chaque couche en utilisant la notation (K)x(L)y(M)z, où x, y et z représentent le nombre d'électrons dans les couches K, L et M respectivement.
Exemple : l'atome de sodium (Na)
L'atome de sodium a un numéro atomique Z = 11, ce qui signifie qu'il possède 11 électrons. Sa structure électronique est donc :
- (K)2 : la couche K est remplie avec 2 électrons.
- (L)8 : la couche L est remplie avec 8 électrons.
- (M)1 : il reste 1 électron qui se place sur la couche M.
La structure électronique de l'atome de sodium est donc (K)2(L)8(M)1.
Structure électronique des ions
La structure électronique d'un ion diffère de celle de l'atome correspondant en raison du gain ou de la perte d'électrons.
- Un ion positif (cation) a perdu des électrons : un ion de représentation \ce{X^{n+}} possède n électrons de moins que de protons.
- Un ion négatif (anion) a gagné des électrons : un ion de représentation \ce{X^{n-}} possède n électrons de plus que de protons.
Exemple : l'ion chlorure (Cl-)
L'ion chlorure a un numéro atomique Z = 17, ce qui signifie que l'atome de chlore possède 17 électrons. Cependant, l'ion chlorure porte une charge négative (-), ce qui indique qu'il a gagné un électron et en possède donc 18. Sa structure électronique est donc :
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- (K)2 : la couche K est remplie avec 2 électrons.
- (L)8 : la couche L est remplie avec 8 électrons.
- (M)8 : les 8 électrons restants se placent sur la couche M, la remplissant complètement.
La structure électronique de l'ion chlorure est donc (K)2(L)8(M)8.
Couche externe et propriétés chimiques
La couche électronique externe, également appelée couche de valence, est la dernière couche de l'atome contenant des électrons. Elle joue un rôle crucial dans la détermination des propriétés chimiques de l'élément.
Nombre de liaisons covalentes
Le nombre d'électrons présents sur la couche externe détermine le nombre de liaisons covalentes qu'un atome peut former avec d'autres atomes.
Réactivité
La couche externe influence également la réactivité d'un élément. Les atomes ayant une couche externe incomplète ont tendance à gagner, perdre ou partager des électrons pour atteindre une configuration électronique stable, similaire à celle des gaz nobles (hélium, néon, argon, etc.).
Au-delà de 18 électrons : la règle de Klechkowski
Pour les éléments ayant plus de 18 électrons, la règle de remplissage des couches électroniques devient plus complexe. Il faut alors suivre la règle de Klechkowski, qui prend en compte l'énergie des différentes orbitales atomiques.
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Modèle de Bohr et mécanique quantique
Le modèle atomique de Bohr, bien que simplifié, a permis d'expliquer la répartition des électrons dans les couches. Cependant, le modèle de Schrödinger, basé sur la mécanique quantique, est plus précis et décrit les probabilités de localisation des électrons dans des "orbitales" plutôt que sur des trajectoires définies.
Les couches électroniques sont définies par un nombre entier, appelé le nombre quantique principal, noté n = 1, 2, 3… Chaque nombre quantique principal est associé à une lettre, notée K, L, M… Ensuite, il y a le nombre quantique secondaire appelé l. Ces valeurs de l définissent un état. Il existe un troisième nombre quantique : le nombre quantique magnétique, noté m. Ce nombre est plus historique que réel. Il correspond au nombre quantique principal n, mais n'est utilisé que lorsque des champs magnétiques sont en jeu. Il reste à voir le nombre quantique de spin, noté s. En anglais, spin signifie tourner : c'est un nombre quantique pour les électrons. Il ne peut avoir que deux valeurs : -1/2 ou +1/2.
Stabilité des atomes et ions
Les atomes, pour la plupart, ne sont pas stables tel quel. La composition de leur noyau ne pouvant pas changer (à moins de faire une réaction nucléaire), les atomes pour gagner en stabilité doivent copier les atomes qui sont stables. Pour les copier et finalement les imiter, ces atomes « instables » sont obligés de perdre, de gagner ou encore d’échanger des électrons. En effet, c’est comme se déguiser. Pour un atome, se déguiser, c’est modifier le nombre d’électrons qui gravite autour de son noyau. Il ne change pas son noyau, donc il reste le même (le même élément chimique).
- Cet atome devient stable en perdant un électron. Il devient un ion chargé positivement (1 fois plus).
- Cet atome devient stable en gagnant un électron. Il devient un ion chargé négativement (1 fois moins).
- Cet atome peut aussi échanger un électron avec un autre atome. Lors de cet échange est créée une liaison covalente (mise en commun d’une paire d’électron). Ainsi, l’atome récupère par une mutualisation (mise en commun) l’électron qui lui manquait.
Il est à noter que pour remplir la troisième ligne du tableau périodique (c’est-à-dire la couche M), on arrête le remplissage à 8 électrons. Viendra ensuite le remplissage de la quatrième ligne en commençant à remplir dans un premier temps la couche N jusqu’à 2 électrons puis on reprendra le remplissage de la couche M jusqu’à 18 électrons pour revenir à remplir la couche N jusqu’à 8 électrons (alors qu’elle peut contenir 32 électrons)… On passera alors au remplissage de la 5ème ligne et donc de la couche O…
Isotopes et radioactivité
Isotopes
On appelle atomes isotopes les ensembles d'atomes caractérisés par le même numéro atomique Z et des nombres de nucléons A différents. Ce sont donc des ensembles d'atomes qui ne diffèrent que par le nombre de leurs neutrons.
Radioactivité
Pour que le noyau et les électrons restent stables entre eux, ils sont liés par une énergie de liaison. Si ils ne sont pas bien liés entre eux, les atomes deviennent instables et se transforment. Ils sont donc radioactifs. Il existe trois types de radioactivité :
- Radioactivité gamma : La radioactivité gamma est un rayonnement provoqué par une désintégration gamma. Le plus souvent, ces désintégrations accompagnent des désintégrations alpha ou bêta. En effet, quand il émet un rayon alpha ou bêta, le noyau devient excité. Lors de l’émission d’un rayonnement électromagnétique gamma, le noyau peut donc redescendre à un état plus stable.
- Radioactivité bêta : La radioactivité bêta est un type de désintégration radioactive où une particule bêta (électron ou positron) est émise. On parle de radioactivité bêta + quand un positron est émis mais on parle de radioactivité - quand c’est un électron qui est émis.
- Radioactivité alpha : La radioactivité alpha est un rayonnement provoqué par une désintégration alpha qui est une désintégration radioactive où un noyau atomique éjecte une particule alpha qui se transforme en un autre noyau dont le nombre de masse est diminué de 4 et le numéro atomique de 2 à cause de la particule alpha manquante qui est analogue au noyau d’hélium 4.
Importance de la structure électronique
La compréhension des électrons et des couches électroniques est cruciale en chimie, car elle détermine les propriétés chimiques et les liaisons entre les atomes, formant ainsi la base de la matière et de la chimie dans le monde qui nous entoure.
Taille et masse d'un atome
Taille
La taille d'un atome est infiniment petite. Le diamètre d'un atome vaut en moyenne 10-1 nm ( 1nm = 10 -9 m ). Le diamètre du noyau vaut en moyenne 10-6 nm. Le noyau est 100 000 fois plus petit que l'atome. Entre les électrons et le noyau, il n'y a que du vide. On parle de la structure lacunaire de l'atome.
Masse
La masse des électrons est négligeable devant celle du noyau. On dit que la masse d'un atome est concentrée dans son noyau.
Charge électrique d'un atome
C'est la somme de la charge électrique + des particules du noyau et celle - des électrons. Cette somme est nulle : on dit que l'atome est électriquement neutre. Les charges électriques étant les même, il y a autant d'électrons qui gravitent autour du noyau que de particules le constituant. Exemple : L'atome de fer a 26 électrons et 26 particules + dans son noyau.
Un peu d’histoire…
L’atome d’hydrogène a été un modèle d’étude important car il s’agit de l’atome le plus simple. L’atome d’hydrogène peut absorber ou émettre des quantités d’énergie bien définies : cela correspond au passage de l’atome d’un niveau d’énergie à un autre. Le saut d’énergie se manifeste alors par une raie d’émission dans le spectre de l’atome.
C’est le scientifique Balmer qui découvrit ces transitions dans le visible, en premier. Puis Paschen découvrit des transitions dans l’infrarouge et Lyman dans l’ultraviolet. Cependant, ces scientifiques se doutaient bien qu’il pouvait exister d’autres transitions plus loin vers l’infrarouge ou vers l’ultraviolet. Ainsi les termes K, L, M furent donnés pour ne pas commencer au début de l’alphabet et avoir une marge de noms dans les deux sens !
Le modèle de Niels Bohr
Niels Henrik David Bohr est né le 7 Octobre 1885 à Copenhague et est mort le 18 novembre 1962 dans la même ville. Ce physicien danois est surtout connu pour sa contribution à l’établissement de la physique quantique. Il a d’ailleurs reçu pour cela de nombreux honneurs :
- Il a été lauréat du prix Nobel de physique en 1922 pour son développement des mécanique quantique
- En 1921, lauréat de la médaille Hughes
- En 1926, il devient membre étranger de la Royal Society
- Par la suite, il devient lauréat de la médaille Franklin, toujours en 1926
- Puis lauréat de la médaille de Copley en 1938
- N’étant ni membre d’une famille royale, ni chef d’Etat, il deviendra en 1947 le troisième et dernier Danois à être admis au sein de l’Ordre de L’Élephant au cours du xxe siècle
- Président de l’Académie royale danoise des sciences et des lettres de 1939 à 1962
Il publia en 1913 un modèle atomique qui mettait en évidence le noyau central autour duquel gravitaient les électrons. Ces électrons avaient la possibilité de passer d’une couche à l’autre. Les électrons occupent des orbites bien définies, et le modèle de Bohr possède plusieurs caractéristiques :
- Les couches électroniques sont situées à des distances bien définies du noyau et ont des capacités d’accueil électronique également finies.
- La représentation en sous-couches K, L, M est pratique pour exploiter le modèle de Lewis, néanmoins, le modèle le plus intéressant et le plus précis reste celui des orbitales atomiques (ou probabilité de présence d’électrons dans un nuage électronique)
- Cette méthode qui exploite la mécanique quantique fait appel à des nombres appelés nombres quantiques n, l, m, s qui permettent de décrire les nuages électroniques.
Notion de couche externe
La couche électronique externe est la dernière couche de l’atome contenant des électrons. L’étude de cette couche est très importante car c’est elle qui donne le nombre de liaisons covalente qu’un atome peut réaliser et elle permet également d’avoir des informations sur la réactivité.
Étude de la structure électronique
Elle permet de décrire la répartition des électrons dans les différentes couches d’un atome ou d’un ion. Les couches comportant des électrons sont désignées par leur lettre, notées entre parenthèses et accompagnée en exposant du nombre d’électrons qu’elles comportent.
Exemple : La structure électronique de l’atome de magnésium est ( K )2( L )8( M )2 Cela signifie que l’atome a 2 électrons dans sa première couche K, 8 électrons sur la couche suivante L et 2 électrons sur la couche M qui n’est donc pas complète.
Comment écrire la structure électronique d'un atome ?
Il faut dans un premier temps connaître le nombre total d’électrons que possède cet atome ce qui est indiqué par son numéro atomique Z. Ensuite, il suffit d’écrire la première couche et d’y placer les 2 premiers électrons. S’il reste des électrons ils sont ensuite placés sur la couche L. Si la couche L est complète alors les électrons restant sont notés sur la couche M.
Exemple de l’atome d’aluminium
L’atome d’aluminium a comme numéro atomique Z = 13 ce qui signifie qu’il possède un total de 13 électrons. Les deux premiers électrons viennent compléter la première couche que l’on note ( K )2. Il reste ensuite 13 - 2 = 11 électrons : les 8 électrons suivants viennent compléter la couche L ce qui donne ( K )2( L )8. Il reste 13 - 2 - 8 = 3 électrons qui appartiennent donc à la couche M.
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