2 vers des entités plus stables chapitre n°4
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2nde
THEME : CONSTITUTION ET TRANSFORMATIONS DE LA MATIERE
Chapitre n°4 : Vers des entités plus stables
I. Configuration électronique d’un atome
1. Les couches électroniques
Les Z e – d’un atome constituent le cortège électronique.
Dans un atome, les e – ne sont pas tous également liés au
noyau : ils sont répartis sur des couches électroniques
(notées n = 1, 2, 3, etc.), elles-mêmes composées d’une ou
plusieurs sous-couches (notées s, p, f etc.).
Chaque sous-couche ne peut contenir qu’un nombre maximum d’e –.
La sous-couche s contient au maximum 2 électrons.
La sous-couche p contient au maximum 6 électrons.
2. Règles de remplissage
La configuration électronique d’un atome à l’état fondamental décrit la
répartition de ses électrons sur les différentes sous-couches. Les électrons se
répartissent dans les sous-couches selon un ordre déterminé :
1s → 2s → 2p → 3s → 3p.
Lorsqu’une sous-couche est pleine ou saturée, les électrons restant occupent la
sous-couche suivante puis, si nécessaire, celle d’après.
Exemple : Configuration électronique de l’atome de soufre
L’atome de soufre est constitué de 16 e –.
Configuration électronique : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
3. Electrons de valence
Pour Z ≤ 8, les électrons de valence sont ceux qui occupent la couche
électronique de nombre n le plus élevé. Cette dernière est appelée couche
électronique de valence et sa configuration électronique se nomme
configuration électronique de valence. Les électrons de valence d’un atome sont
responsables de sa réactivité chimique.
Exemple : Pour l’atome de soufre
L’atome de soufre possède 2 + 4 = 6 électrons de valence. Sa configuration
électronique de valence est : 3s2 3p4.
II. Le tableau périodique des éléments
1. Histoire
La première classification périodique est celle de Mendeleïev.
En 1869, 63 éléments connus sont classés par masse atomique croissante, en
regroupant les familles d’éléments ayant des propriétés chimiques identiques.
Actuellement, 118 éléments chimiques sont connus et classés dans le tableau
périodique selon leur numéro atomique Z croissant et toujours en regroupant les
familles d’éléments ayant des propriétés chimiques identiques.
2. La classification périodique
FAMILLE alcalins alcalinoterreu
x du bore du carbone de l’azote de l’oxygène halogènes gaz rares
COLONNE
LIGNE 1 2 13 14 15 16 17 18
1 1H
1s1
H+
2He
1s2
2
3Li
1s22s
1
Li+
4Be
1s22s
2
Be2+
5B
1s22s
22p
1
6C
1s22s
22p
2
7N
1s22s
22p
3
8O
1s22s
22p
4
O2 –
9F
1s22s
22p
5
F –
10Ne
1s22s
22p
6
3
11Na
1s22s
22p
6
3s1
Na+
12Mg
1s22s
22p
6
3s2
Mg2+
13Al
1s22s
22p
6
3s23p
1
14Si
1s22s
22p
6
3s23p
2
15P
1s22s
22p
6
3s23p
3
16S
1s22s
22p
6
3s23p
4
S2 –
17Cl
1s22s
22p
6
3s23p
5
Cl –
18Ar
1s22s
22p
6
3s23p
6
Bloc s Bloc p
C
Si P
N
S Cl
F O
Les éléments sont rangés par
numéro atomique croissant.
Dans une colonne, les
éléments conduisent à
la formation d’ions
stables ayant la même
charge électrique.
Dans une
colonne, les
atomes ont le
même nombre
d’électrons de
valence.
Dans une colonne,
les atomes sont liés
dans une molécule
par le même
nombre de liaisons
covalentes.
Les éléments d’une
même colonne ont
des propriétés
chimiques voisines :
ils forment une
FAMILLE.
Une ligne s’appelle une PÉRIODE. Les atomes d’une
même période ont le même nombre de couches
électroniques occupées.
3. Position d’un élément dans le tableau
Pour déterminer la ligne (ou période) et la colonne (famille) auxquelles un
élément appartient, il faut repérer le numéro de la couche de valence et le
nombre d’électrons de valence.
Exemple : Pour l’atome d’aluminium l
Configuration électronique (Z = 13) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.
Le nombre n le plus grand est 3. L’élément est donc placé à la ème période (3ème
ligne).
L’élément est dans la première colonne du bloc p soit la 13ème colonne.
III. Les entités stables chimiquement
1. Les gaz rares
Les gaz rares sont des éléments qui n’existent sur Terre que sous la forme
d’atomes isolés.
Ils ne réagissent pas (ou quasiment pas) : ils sont chimiquement inertes.
Cette inertie est liée au nombre d’électrons que ces éléments possèdent sur leur
couche de valence.
hélium (He) Z = 2 1s2
néon (Ne) Z = 10 1s 2 2s2 2p6
argon (Ar) Z = 18 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6
2. Règles du duet et de l’octet
Les atomes, autres que les gaz rares, peuvent former des entités chimiques (ions
et molécules). Ces atomes réagissent de façon à acquérir une configuration
électronique identique à celle des gaz rares.
Règle du duet : Les atomes dont le numéro atomique est proche de celui de
l’hélium (Z 4) évoluent de manière à adopter une configuration électronique à
deux électrons (1s2).
Règle de l'octet : Les atomes pour lesquels Z 5 adopteront la configuration
électronique de valence en octet (8 électrons) du gaz noble le plus proche :
ns2np6
3. Les ions monoatomiques
Afin de satisfaire les règles du duet ou de l’octet, les atomes peuvent perdre
des électrons et devenir des cations ou bien gagner des électrons et devenir des
anions pour former des ions monoatomiques stables.
béry
lliu
m
Be
4
1s2 2
s2
2
éle
ctro
ns
perd
us
1s2
Be
2+
souf
re
S
16
1s 2 2
s22
p6
3s2
3p
4
2 é
lect
rons
gagn
és
1s 2 2
s2 2
p6
3s2
3p
6
S2
–
fluo
r
F
9
1s 2 2
s2
2p
5
1 éle
ctro
n
gagn
é
1s 2 2
s2
2p
6
F –
mag
nési
um
Mg
12
1s 2 2
s22
p6
3s2
2
éle
ctro
ns
perd
us
1s 2 2
s2 2
p6
Mg2
+
sodiu
m
Na
11
1s 2 2
s22
p6
3s1
1 éle
ctro
n
perd
u
1s 2 2
s2 2
p6
Na+
chlo
re
Cl
17
1s 2 2
s22
p6
3s2
3p
5
1 éle
ctro
n
gagn
é
1s 2 2
s2 2
p6
3s2
3p
6
Cl –
Ato
me
X
Z
Con
figu
ration
élect
roniqu
e d
e
l’ato
me
Nom
bre
d’élect
rons
gagn
és
ou p
erd
us p
our
satisf
aire à
la
règle d
u due
t ou
de l’oct
et
Con
figu
ration
élect
roniqu
e d
e
l’ion
sta
ble f
ormé
For
mule c
him
ique
de l’io
n
Les atomes des éléments d’une même colonne du tableau périodique forment des
ions monoatomiques de même charge.
1 18
H 2 13 14 15 16 17 He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
- 1e- - 1e- - 1e- +1e- +1e-
4. Formation des molécules
Dans les molécules, les atomes mettent en commun des électrons afin de gagner
en stabilité.
La liaison covalente est une mise en commun de deux électrons de valence entre
deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux
atomes concernés :
L’énergie de liaison représente l’énergie requise pour rompre cette liaison.
Les électrons de valence d’un atome qui ne participent pas aux liaisons
covalentes sont répartis en doublets d’électrons appelés doublets non liants.
Chaque doublet non liant est représenté par un tiret placé sur l’atome
considéré :
En s’associant entre eux pour former des molécules, les atomes vont chercher à
acquérir une plus grande stabilité.
Chaque atome respectera donc soit la règle du duet, soit la règle de l’octet. Les
formules de Lewis des molécules permettent de vérifier le respect de ces
règles en comptabilisant les électrons des liaisons covalentes et des doublets
non liants pour chaque atome de la molécule.
Exemples :
- Formule de Lewis du fluorure d’hydrogène :
Configuration électronique de l’atome d’hydrogène : 1s1
soit 1 e- de valence.
H doit respecter la règle du duet
Configuration électronique de l’atome de fluor : 1s 2 2s2 2p5
soit 7 e-de valence.
F doit respecter la règle de l’octet
- Formule de Lewis de la molécule d'eau :
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