Modèles atomiques et structure électronique

Introduction

La matière qui nous entoure ’— l’air que nous respirons, l’eau que nous buvons, les métaux de nos smartphones ’— est constituée d’atomes. Comprendre la structure interne de ces atomes est le point de départ de toute la chimie. En Première, on approfondit le modèle de l’atome vu en Seconde et on introduit la notion de configuration électronique, clé pour expliquer la formation des liaisons chimiques et les propriétés des éléments.

Section 1 — Le modèle de l’atome

Constitution de l’atome

Un atome est constitué de deux parties :

• Un noyau central, extrêmement petit (rayon de l’ordre de $10^{-15}$ m), contenant les nucléons :
• les protons, de charge électrique positive $+e$ où $e = 1,6 \times 10^{-19}$ C
• les neutrons, électriquement neutres (charge $0$)
• Un nuage électronique constitué d’électrons, de charge $-e$, gravitant autour du noyau à des distances de l’ordre de $10^{-10}$ m

La quasi-totalité de la masse de l’atome est concentrée dans le noyau. En effet, la masse d’un proton ou d’un neutron vaut environ $m_p \approx m_n \approx 1,67 \times 10^{-27}$ kg, tandis que celle d’un électron est environ $m_e \approx 9,1 \times 10^{-31}$ kg, soit environ 1836 fois plus petite.

Nombre de masse et numéro atomique

Chaque atome est caractérisé par deux nombres :

• Le numéro atomique $Z$ : nombre de protons dans le noyau. Il identifie l’élément chimique.
• Le nombre de masse $A$ : nombre total de nucléons ($A = Z + N$, où $N$ est le nombre de neutrons).

On note un noyau : $^{A}_{Z}X$. Par exemple, le sodium s’écrit $^{23}_{11}Na$ : il possède 11 protons et $23 - 11 = 12$ neutrons.

Isotopes

Des isotopes sont des atomes d’un même élément (même $Z$) mais ayant des nombres de neutrons différents (donc des $A$ différents). Par exemple, le carbone 12 ($^{12}_{6}C$) et le carbone 14 ($^{14}_{6}C$) sont deux isotopes du carbone. Ils ont les mêmes propriétés chimiques mais des masses différentes.

Section 2 — Structure électronique et couches

Couches électroniques

En Première, on utilise le modèle en couches pour décrire la répartition des électrons autour du noyau. Les électrons occupent des couches électroniques désignées par les lettres $K$, $L$, $M$, … (de la plus proche à la plus éloignée du noyau).

Chaque couche peut accueillir un nombre maximal d’électrons donné par la formule $2n^2$ :

Règles de remplissage

Les électrons remplissent les couches dans l’ordre croissant d’énergie : d’abord $K$, puis $L$, puis $M$. On remplit une couche avant de passer à la suivante (en Première, on se limite aux trois premières couches).

Exemples de configurations électroniques :

• Hydrogène ($Z = 1$) : $K^1$
• Carbone ($Z = 6$) : $K^2 L^4$
• Oxygène ($Z = 8$) : $K^2 L^6$
• Sodium ($Z = 11$) : $K^2 L^8 M^1$
• Chlore ($Z = 17$) : $K^2 L^8 M^7$

Électrons de valence

Les électrons de la couche externe (la dernière couche occupée) sont appelés électrons de valence. Ce sont eux qui interviennent dans les transformations chimiques et la formation des liaisons. Par exemple, le sodium ($K^2 L^8 M^1$) possède 1 électron de valence sur sa couche $M$.

Section 3 — Des atomes aux ions

Formation des ions monoatomiques

Un ion monoatomique est un atome ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons :

• Un cation est un ion positif, formé par perte d’électrons. Exemple : le sodium perd son unique électron de valence pour former $Na^+$ (configuration $K^2 L^8$).
• Un anion est un ion négatif, formé par gain d’électrons. Exemple : le chlore gagne un électron pour former $Cl^-$ (configuration $K^2 L^8 M^8$).

Stabilité et règle de l’octet

Les atomes tendent à acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans le tableau périodique :

• Règle du duet : les atomes de la première période ($H$, $He$) cherchent à avoir 2 électrons sur leur couche $K$.
• Règle de l’octet : les atomes des autres périodes cherchent à avoir 8 électrons sur leur couche externe.

C’est cette tendance qui explique la formation des ions : $Na$ perd 1 électron pour atteindre la configuration de $Ne$ (8 électrons sur $L$), tandis que $Cl$ gagne 1 électron pour atteindre la configuration de $Ar$ (8 électrons sur $M$).

Application numérique

Déterminons la configuration électronique de l’ion $Al^{3+}$ ($Z = 13$) :

1. L’aluminium neutre possède 13 électrons : $K^2 L^8 M^3$
2. $Al^{3+}$ a perdu 3 électrons (ceux de la couche $M$) : $K^2 L^8$
3. On retrouve la configuration du néon ($Z = 10$), ce qui confirme la stabilité de cet ion.

À retenir

• L’atome est constitué d’un noyau (protons + neutrons) et d’électrons.
• Le numéro atomique $Z$ donne le nombre de protons et identifie l’élément.
• Les électrons se répartissent sur les couches $K$, $L$, $M$ selon la règle $2n^2$.
• Les électrons de valence (couche externe) déterminent les propriétés chimiques.
• Les atomes forment des ions pour atteindre la configuration stable du gaz noble le plus proche (règle de l’octet / du duet).