DOC 1 Élément chimique et configuration électronique

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ÉLÉMENT CHIMIQUE ET CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE

a. Les modèles atomiques Rappelez-vous Démocrite qui a développé l'idée plus philosophique qu'expérimentale que la matière était formée de Plein entouré de Vide. Ce n'était donc pas une théorie scientifique, car l'expérimentation n'y avait pas sa place.

Beaucoup plus tard, au début du XIXe siècle, John Dalton décrit la matière comme constituée de minuscules sphères indestructibles et indivisibles, les atomes.

Ensuite, en 1904, Joseph John Thomson suppose que l'atome est formé d'une masse homogène positive dans laquelle se trouvent distribuées des charges discrètes négatives, les électrons, qu'il a découvertes en 1897, le tout étant électriquement neutre. C'est cette structure qui a valu au modèle le nom de Plum-pudding.

Au début du XXe siècle, Ernest Rutherford montre expérimentalement que l'atome contient un cœur dense, de charge électrique positive – il découvrira plus tard qu'il est constitué par des protons –, et un nuage très peu dense dans lequel gravitent les électrons. C'est le modèle planétaire de l'atome dans lequel le diamètre du nuage est environ 100 000 fois plus grand que celui du noyau. La taille de l'atome, donc celle de son nuage, est de l'ordre de 10-10 m, soit de quelques dixièmes de nanomètre.

Masse homogène positive

Électron

Représentation du modèle atomique selon Thomson. Le Plum-pudding.

Électron

Noyau avec protons

Vide

En 1913, le physicien danois Niels Bohr propose un modèle dans lequel les électrons gravitent sur des orbites concentriques autour du noyau. Ces orbites circulaires sont elles-mêmes disposées dans des couches électroniques. Elles sont identifiées par les lettres K, L, M, N, O, P et Q ou par un nombre entier « n » allant de 1 à 7. Chaque couche ne peut comporter au maximum que 2n² électrons. Les couches O, P et Q ne sont d'ailleurs jamais totalement remplies.

Couche électronique Nombre maximum d’électrons K (n=1) 2 L (n=2) 8 M (n=3) 18 N (n=4) 32 O (n=5) P (n=6) Q (n=7)

Noyau K L M N O P Q

n = 1 2 3 4 5 6 7 En 1932, James Chadwick, physicien britannique, prix Nobel de physique, met expérimentalement en évidence la présence d'une deuxième particule dans le noyau de l'atome : le neutron. Électriquement neutre et de masse proche de celle du proton, elle assure la cohésion du noyau. Le nombre de nucléons (protons et neutrons) du noyau d'un atome est donné par le nombre de masse A.

b. Les éléments chimiques Un élément chimique est identifié par son symbole, auquel est associé un nombre entier, le nombre atomique. Ce dernier, représenté par Z, désigne le nombre de protons présents dans le noyau ; il est aussi égal au nombre d'électrons présents dans le nuage de l'atome neutre.

Représentation du modèle atomique en couches électroniques selon Bohr.

Tous les éléments chimiques sont classés par nombre atomique croissant dans le tableau périodique des éléments, de gauche à droite et de haut en bas. Ce dernier est formé de sept rangées horizontales appelées périodes, numérotées de 1 à 7, et de colonnes verticales appelées familles ou groupes, numérotées de 1 à 18.

Ces colonnes sont subdivisées :

- en 7 groupes principaux ou groupes «a» (alcalins, alcalino-terreux, terreux, carbonides, azotides, sulfurides et halogènes) ; - le groupe 0 est réservé à la famille des gaz nobles ; - en 10 groupes transitoires ou groupes « b » ; - 14 colonnes non numérotées sont reprises sous deux lignes et correspondent aux lanthanides et aux actinides (éléments subtransitoires).

Pour les éléments des groupes « a », ce sont les électrons de la périphérie, c'est-à-dire ceux qui appartiennent à la dernière couche occupée ou couche de valence, qui conditionnent le comportement de l'atome et donc ses propriétés chimiques. On les appelle pour cette raison électrons de valence. La répartition des électrons dans les différentes couches électroniques est donnée par la configuration électronique de l'atome. Le modèle de Bohr permet de construire la configuration électronique des atomes dans leur état fondamental. Cet état correspond à la situation où l'énergie de l'atome est à son minimum : les électrons occupent alors les niveaux de plus basse énergie situés au plus près du noyau.

Exemples :

Configuration électronique du sodium Na (Z = 11) :

2 électrons dans la couche K, 8 électrons dans la couche L et 1 électron dans la couche M, ce qui peut s’écrire sous la forme : 11 = 2 + 8 + 1

eConfiguration électronique

du chlore Cl (Z = 17) :

2 électrons dans la couche K, 8 électrons dans la couche L et 7 électrons dans la couche M, ce qui peut s’écrire sous la forme : 17 = 2 + 8 + 7

e-

Noyau Noyau

c. L'électronégativité Notée par la lettre grecque khi (χ), l'électronégativité est un nombre sans unité compris entre 0,7 et 4,0 dans l'échelle proposée par le chimiste américain Linus Pauling. Elle exprime la capacité de l'atome d'un élément chimique à attirer à lui les électrons d'une liaison. L'électronégativité permet de classer les éléments du tableau périodique en trois grandes catégories : les métaux, les non-métaux et les gaz nobles. Les premiers ont une électronégativité faible et les deuxièmes une électronégativité élevée. Dans l'échelle de Pauling, on ne donne en général pas d’électronégativité aux gaz nobles (bien qu'elle puisse exister dans d'autres échelles et pour certains d'entre eux, comme Kr, Xe et Rn). On distingue parfois une quatrième catégorie : les métalloïdes, dont l'électronégativité et les propriétés sont intermédiaires entre celles des métaux et celles des non-métaux.