Structure électronique et propriétés d’un atome

Le numéro atomique \(Z\) d'un élément correspond au nombre de protons dans le noyau de cet élément. Pour un atome électriquement neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons.

D'après les données, le numéro atomique du Chlore (Cl) est \(Z = 17\).

Puisque l'atome de Chlore est électriquement neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons :

La configuration électronique décrit la répartition des électrons dans les différentes sous-couches électroniques (s, p, d, f) en respectant la règle de Klechkowski (ordre de remplissage), le principe d'exclusion de Pauli (2 électrons maximum par orbitale, de spins opposés) et la règle de Hund (remplissage maximal des orbitales de même énergie avant de les apparier). Nous avons 17 électrons à placer.

Ordre de remplissage : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, ...

• Sous-couche 1s : peut contenir 2 électrons \(\rightarrow\) \(1s^2\) (reste 17-2 = 15 électrons)
• Sous-couche 2s : peut contenir 2 électrons \(\rightarrow\) \(2s^2\) (reste 15-2 = 13 électrons)
• Sous-couche 2p : peut contenir 6 électrons \(\rightarrow\) \(2p^6\) (reste 13-6 = 7 électrons)
• Sous-couche 3s : peut contenir 2 électrons \(\rightarrow\) \(3s^2\) (reste 7-2 = 5 électrons)
• Sous-couche 3p : peut contenir jusqu'à 6 électrons. On y place les 5 restants \(\rightarrow\) \(3p^5\)

La configuration électronique complète du Chlore est donc :

La couche de valence est la dernière couche électronique occupée (celle ayant le plus grand nombre quantique principal \(n\)). Les électrons de valence sont les électrons situés sur cette couche de valence.

Pour le Chlore (\(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5\)) :

• La couche K (n=1) contient 2 électrons.
• La couche L (n=2) contient \(2+6=8\) électrons.
• La couche M (n=3) est la dernière couche occupée. C'est la couche de valence.

Les électrons sur la couche de valence (n=3) sont ceux des sous-couches 3s et 3p.

La position d'un élément dans le tableau périodique est déterminée par sa configuration électronique :

• Le numéro de la période correspond au nombre quantique principal \(n\) de la couche de valence.
• Le numéro du groupe (colonne) est lié au nombre d'électrons de valence. Pour les éléments du bloc p (comme le Chlore, dont la configuration se termine en \(np\)), le numéro du groupe est \(10 + (\text{nombre d'électrons s de valence}) + (\text{nombre d'électrons p de valence})\).

Pour le Chlore (\(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5\)) :

• La couche de valence est la couche M (\(n=3\)). Donc, le Chlore est dans la 3ème période.
• Il a 7 électrons de valence (\(3s^2 3p^5\)). Il appartient au bloc p. Numéro du groupe = \(10 + 2 (\text{de } 3s^2) + 5 (\text{de } 3p^5) = 17\). Le Chlore est dans le groupe 17 (famille des halogènes).

Les atomes ont tendance à gagner, perdre ou partager des électrons pour atteindre une configuration électronique stable, souvent celle d'un gaz noble (règle de l'octet : 8 électrons sur la couche de valence, ou règle du duet pour les premiers éléments). Le Chlore a 7 électrons de valence (\(3s^2 3p^5\)). Pour atteindre une configuration d'octet (8 électrons sur sa couche de valence), il lui est plus facile de gagner 1 électron que d'en perdre 7.

En gagnant 1 électron, le Chlore forme l'ion chlorure, de charge -1 :

L'atome de Chlore neutre a 17 électrons. L'ion \(Cl^-\) aura donc \(17 + 1 = 18\) électrons.

La configuration électronique de l'ion \(Cl^-\) est :

Cette configuration est la même que celle de l'Argon (Ar, Z=18), un gaz noble, ce qui confère une grande stabilité à l'ion chlorure.

Le rayon atomique varie de manière périodique dans le tableau.

• Sur une même période (ligne), le rayon atomique a tendance à diminuer de gauche à droite. Cela est dû à l'augmentation du numéro atomique \(Z\), donc de la charge nucléaire effective ressentie par les électrons de valence. Les électrons sont plus fortement attirés vers le noyau, ce qui contracte le nuage électronique.
• Dans un même groupe (colonne), le rayon atomique a tendance à augmenter de haut en bas, car on ajoute des couches électroniques supplémentaires.

Le Sodium (Na, Z=11), le Chlore (Cl, Z=17) et l'Argon (Ar, Z=18) sont tous sur la 3ème période.

Comparaison :

• Chlore (Cl, Z=17) vs Sodium (Na, Z=11) : Le Chlore est plus à droite que le Sodium sur la même période. Sa charge nucléaire est plus élevée. Donc, le rayon atomique du Chlore est plus petit que celui du Sodium.
• Chlore (Cl, Z=17) vs Argon (Ar, Z=18) : L'Argon est plus à droite que le Chlore sur la même période. Sa charge nucléaire est plus élevée. Donc, le rayon atomique de l'Argon est plus petit que celui du Chlore. (Note : la définition du rayon pour les gaz nobles est parfois différente, mais la tendance générale de contraction due à l'augmentation de Z se maintient).

Ordre des rayons : \(Rayon(Na) > Rayon(Cl) > Rayon(Ar)\).

L'électronégativité d'un élément est une mesure de sa capacité à attirer vers lui les électrons d'une liaison chimique dans laquelle il est engagé. Elle est généralement exprimée sur une échelle (par exemple, l'échelle de Pauling).

• Sur une même période, l'électronégativité augmente généralement de gauche à droite (car la charge nucléaire effective augmente, attirant plus fortement les électrons).
• Dans un même groupe, l'électronégativité diminue généralement de haut en bas (car les électrons de valence sont plus éloignés du noyau et mieux écrantés).

Comparaisons qualitatives :

• Chlore (Cl, Z=17) vs Soufre (S, Z=16) : Le Chlore est à droite du Soufre sur la même période (3ème période). Donc, l'électronégativité du Chlore est supérieure à celle du Soufre.
• Chlore (Cl, Z=17) vs Brome (Br, Z=35) : Le Chlore et le Brome sont dans le même groupe (groupe 17, les halogènes). Le Chlore est au-dessus du Brome. Donc, l'électronégativité du Chlore est supérieure à celle du Brome.

Réponses Correctes :

Question 1 : b) Sodium (Z=11) (2+2+6+1 = 11 électrons).

Question 2 : c) 6 (Configuration : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4\). Électrons de valence : \(3s^2 3p^4\), soit 2+4=6).

Question 3 : b) \(2s^2 2p^2\) (2ème période -> couche n=2. Groupe 14 -> 4 électrons de valence).

Question 4 : c) Al\(^{3+}\) (Configuration de Al : \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1\). Perd 3 électrons de valence pour ressembler au Néon).

Numéro Atomique (Z) :

Nombre de protons dans le noyau d'un atome. Il définit l'élément chimique.

Configuration Électronique :

Répartition des électrons d'un atome (ou ion) dans les différentes couches et sous-couches électroniques (orbitales).

Couche Électronique (Niveau d'énergie) :

Région autour du noyau où les électrons ont une énergie similaire. Désignée par un nombre quantique principal \(n\) (n=1 pour K, n=2 pour L, n=3 pour M, etc.).

Sous-couche Électronique (Orbitale) :

Région de l'espace au sein d'une couche électronique où la probabilité de trouver un électron est élevée. Désignée par les lettres s, p, d, f.

Règle de Klechkowski (Principe d'Aufbau) :

Règle qui stipule l'ordre de remplissage des sous-couches électroniques par énergie croissante.

Principe d'Exclusion de Pauli :

Deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques. Cela implique qu'une orbitale atomique ne peut contenir au maximum que deux électrons, de spins opposés.

Règle de Hund :

Lors du remplissage d'orbitales de même énergie (dégénérées), les électrons occupent d'abord individuellement chaque orbitale avec des spins parallèles avant de s'apparier.

Couche de Valence :

Dernière couche électronique (plus grand \(n\)) contenant des électrons.

Électrons de Valence :

Électrons situés sur la couche de valence. Ils sont impliqués dans les liaisons chimiques.

Tableau Périodique des Éléments :

Classement des éléments chimiques ordonnés par numéro atomique croissant, et regroupés selon leurs propriétés chimiques périodiques.

Période :

Ligne horizontale du tableau périodique. Le numéro de la période correspond au nombre quantique principal de la couche de valence.

Groupe (Famille) :

Colonne verticale du tableau périodique. Les éléments d'un même groupe ont généralement le même nombre d'électrons de valence et des propriétés chimiques similaires.

Règle de l'Octet (et du Duet) :

Tendance des atomes à gagner, perdre ou partager des électrons pour acquérir une configuration électronique externe stable, similaire à celle des gaz nobles (généralement 8 électrons de valence, ou 2 pour les premiers éléments).

Ion :

Atome ou molécule ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons, portant ainsi une charge électrique nette.

Rayon Atomique :

Mesure de la taille d'un atome, généralement définie comme la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes identiques liés chimiquement ou adjacents dans un solide.

Électronégativité :

Mesure de la tendance d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison chimique.