STRUCTURE ELECTRONIQUE DES ATOMES

CARACTERISTIQUES DE L’ELECTRON

L’électron a une charge négative égale, en valeur absolue, à la charge élémentaire.

Charge de l’électron : q_e= -e = -1,6.10^-19 C

Masse de l’électron : m_e=9,1.10^-31kg

L’atome étant électriquement neutre, la charge d’un proton étant, en valeur absolue égale à la charge d’un électron, il en résulte que :

-dans un atome, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons. (la charge négative des électrons est compensée par la charge positive du noyau)

-la masse d’un atome est pratiquement celle de son noyau.

REPARTITION DES ELECTRONS AUTOUR DU NOYAU

Remplissage des couches

D’une manière générale, les électrons sont repartis sous forme de couches. Appartiennent à la même couche les électrons qui sont, en moyenne, à la même distance du noyau. Elles sont désignées par un nombre appelé nombre quantique n.

On peut également désigner les couches par les lettres K, L, M, N, O, P, Q

·         Une couche ne peut contenir qu’un nombre limité d’électrons. Le nombre maximal d’électrons pouvant appartenir à une couche de nombre quantique n est 2n².

·         Les électrons remplissent les couches en suivant l’ordre croissant des nombres quantiques :

-d’abord la couche K, puis la couche L…

-une couche ne commence à se remplir que lorsque la couche précédente est saturée.

Formule électronique

La structure électronique d’un atome est représentée par une formule électronique dans laquelle les couches électroniques sont représentées par des lettres portant en exposant le nombre d’électrons contenus dans la couche correspondante.

Exemple : formule électronique du magnésium de numéro atomique Z=12

La première couche K est saturée à 2 électrons, on écrit K²

Puis la couche L est saturée à 8 électrons, on écrit L⁸

Il reste 2 électrons pour la couche M, on écrit M²

La formule électronique du magnésium est : K²L⁸M²

Remarque :

En fait, les règles de remplissage ne s’appliquent rigoureusement que jusqu’à l’argon (Z=18). A partir du potassium (Z=19), la couche N commence à se remplir alors que la couche M ne renferme que 8 électrons.

STRUCTURE DE LEWIS

Les électrons de la couche la plus éloignée du noyau ou couche externe ont une grande importance. Ces électrons appelés électrons périphériques ou électrons de valence sont responsables des propriétés chimiques des éléments.

Les électrons périphériques peuvent :

-soit être groupés par deux pour former des doublets d’électrons.

- soit rester seuls, ils sont dits alors électrons célibataires ou non appariés.

Il est important de connaître le nombre d’électrons célibataires d’un atome car ils permettent d’expliquer les propriétés chimiques.

La représentation de Lewis permet de mettre en évidence les électrons de la couche externe. Les électrons célibataires seront représentés par un point(.), les doublets par un tiret (-), placés autour du symbole de l’élément considéré.

Exemple : l’atome de soufre(Z=16) pour formule électronique K²L⁸M⁶

Sa représentation de Lewis est :

On observe deux doublets et deux électrons célibataires.

FORMATION DES IONS MONATOMIQUES

Définition

Un ion est un atome (ou groupe d’atomes), ayant perdu (ou gagné) un (ou plusieurs) électrons.

Règle de l’octet

Au cours de leurs transformations, les atomes tendent à saturer leur couche externe à 8 électrons (1 octet), exception faite de l’hydrogène qui sature la sienne à 2 électrons (1 doublet).

La formule électronique de l’atome de sodium est K²L⁸M¹. D’après la règle de l’octet, cet atome tend à acquérir une couche externe à 8 électrons, donc à perdre l’unique électron de la couche M, la couche L devenant, de ce fait, la couche externe

L’atome de sodium, ayant perdu un électron, se charge positivement car il possède un proton en excédent. Il devient l’ion sodium, noté Na⁺

On traduit cette transformation par une équation électronique. :

Na → Na⁺ + e^-

La formule électronique de l’atome de chlore est K²L⁸M⁷. Pour obéir à la règle de l’octet, l’atome de chlore a tendance à capter un électron pour porter la couche M à 8 électrons. Il se charge alors négativement car il possède un électron en excédent. Il devient l’ion chlorure Cl ^-

On traduit cette transformation par une équation électronique. :

Cl +e^- → Cl^-

Au cours de la formation de chlorure de sodium, les atomes de sodium ont cédé des électrons aux atomes de chlore. Les atomes se sont transformés en ions, espèces chimiques stables.

Les ions monoatomiques sont, comme les atomes, des représentants des éléments.

Remarque :

Les éléments dont les atomes ont tendance à perdre des électrons pour devenir des ions positifs sont dits électropositifs.

Les éléments dont les atomes ont tendance à gagner des électrons pour devenir des ions négatifs sont dits électronégatifs.

Existence des ions polyatomiques

Il existe des ions formés à partir de plusieurs atomes. Ils sont des ions polyatomiques : SO₄^2-, H₃O⁺

EXERCICES

EXERCICE I
1.L’atome de sodium a pour numéro atomique Z = 11. Prévoir la formule chimique de l’ion monoatomique issu de l’atome de sodium
2.L’atome de chlore a pour numéro atomique Z = 17. Prévoir la formule chimique de l’ion monoatomique issu de cet atome
3.Expliquer comment se forme le sel ionique NaCl.

EXERCICE II :
Le sel de mer est majoritairement composé de chlorure de sodium NaCl. Il contient également du chlorure de
magnésium de formule MgCl₂
1. Donner les structures électroniques des atomes Mg et Cl
2. En déduire les charges des ions magnésium et chlorure
3. Combien d’électrons ces ions possèdent-ils sur leurs couches externes ?
Données : Numéro atomique des éléments : Mg(Z=12) ; Na(Z=11) ; Cl(Z=17)

EXERCICE III :

1       Quelle est la valence du carbone et de l’azote.

2       Ecrire la formule développée du méthane et celle de l’ammoniac.

On donne les formules brutes. CH₄(Méthane) ; NH₃(ammoniac.)

3. On donne la représentation de Lewis de quelques atomes :

_°Zn_° I S^°_° I O°_{° °}Sr_{° °}Ba_°

3.1.  Quels sont parmi ces éléments ceux qui sont :

 a) Electronégatifs 

b) Electropositifs ;

3.2 Donner la formule des ions correspondants

EXERCICE IV:
1. Un atome a pour configuration électronique K²L⁸M⁷. Combien d’électrons a-t-il sur sa couche externe ?
2. L’atome de Bore appartient à la 13ème colonne de la 2ème période. Combien d’électrons a-t-il sur sa couche externe ?
3. Un atome a pour configuration électronique : K²L⁸M² Quelle est sa position dans le tableau périodique ?
4. L’atome de phosphore appartient au groupe de l’azote qui a pour configuration électronique : K²L⁵. Il est situé dans la période suivante. Quelle est sa configuration électronique ?

EXERCICE V:

1. Choisir parmi les représentations suivantes le schéma de Lewis de l’atome de soufre (Z=16)

2. On considère les éléments suivants appartenant à la 17^ème colonne du tableau périodique : F ; Cl ; et Br.

Construire le schéma de Lewis des molécules que chacun de ces atomes peut former avec un atome d’hydrogène H.

CORRIGES :

EXERCICE I
1. Formule électronique du sodium : K²L⁸M¹ ; un seul électron de valence (périphérique).il a tendance à perdre cet électron pour devenir l’ion Na⁺.
2. Formule électronique du chlore : K²L⁸M⁷ ; il a tendance à gagner un électron pour saturer sa derrière couche (avoir 8 électrons sur la dernière couche conformément à la règle de l’octet).

Formule chimique de l’ion monoatomique issu du chlore : Cl^-

3. Un atome est stable lorsque sa dernière couche est saturée à 2, 8…électrons.

Ainsi, Na⁺ veut se débarrasser de son unique électron externe pour avoir 8 électrons de valence. De même Cl^- a besoin d’un électron pour saturer la sienne. Lorsqu’ils se trouvent ensemble, il y a mise en commun des deux électrons célibataires pour créer une liaison covalente : Na-Cl

EXERCICE II :
1. Structures électroniques de Mg : K²L⁸M²

Structures électroniques de Cl : K²L⁸M⁷
2. Charge des ions Mg : +2

Charge des ions Cl : -1
3. Ces ions possèdent sur leurs couches externes : 2 pour Mg et 7 pour Cl

EXERCICE III :

1. Formule électronique : K²L⁴ pour le carbone et K²L⁵ pour l’azote

Représentation de Lewis : pour le carbone et pour l’azote

Valences : 4 pour le carbone et 3 pour l’azote.

2. Formule développée du méthane

Formule développée de l’ammoniac.

H─N─H

│

H

1) 3.1. 

 a) Electronégatifs : I S^°_° I O°_°

b) Electropositifs : _°Zn_{° °}Sr_{° °}Ba°

 3.2. S^2- ; O^2- ; Zn²⁺ ; Sr²⁺ ; Ba²⁺.

EXERCICE IV :

1. 7 électrons
2. 3 électrons
3. Groupe 2 et Période 3
4.K²L⁸M⁵

EXERCICE V:

1. Le soufre a 6 électrons de valence. Les 4 premiers sont dessinés non appariées, puis on apparie les deux derniers. Le schéma de Lewis correct est donc le (b).

2. F, Cl et Br : 17^e colonne =>7 électrons de valence.

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