Un atome est la plus petite entité qui conserve l'identité chimique d'un élément. Comprendre sa structure permet d'expliquer pourquoi le sodium forme facilement un ion positif, pourquoi le chlore attire fortement les électrons, ou pourquoi le néon est très peu réactif.

L'idée centrale de ce cours est simple : le noyau définit l'identité de l'atome, tandis que les électrons expliquent l'essentiel de son comportement chimique. Le tableau périodique n'est donc pas une liste arbitraire : il est une organisation logique des atomes selon leur structure électronique.

description

Le point le plus important est que le nombre de protons définit l'élément chimique. Un atome qui possède 11 protons est toujours du sodium, quel que soit son nombre de neutrons ou d'électrons. Si le nombre de protons change, l'identité chimique change. Par exemple, 12 protons correspondent au magnésium, pas à une autre forme de sodium.

Les neutrons modifient surtout la masse du noyau. Deux atomes peuvent avoir le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons : ce sont des isotopes d'un même élément. Ils appartiennent au même élément chimique, car ils ont le même nombre de protons, mais ils n'ont pas exactement la même masse.

Les électrons déterminent la charge globale de l'atome ou de l'ion. Dans un atome neutre, le nombre d'électrons est égal au nombre de protons. Si un atome perd des électrons, il devient un cation chargé positivement. S'il gagne des électrons, il devient un anion chargé négativement.

Le nombre atomique Z correspond donc au nombre de protons. Le nombre de masse A correspond au total des protons et des neutrons. Il ne faut pas confondre ces deux grandeurs : Z identifie l'élément, tandis que A renseigne sur la masse approximative du noyau.

Prenons le cas du sodium 23, noté parfois $^{23}_{11}Na$. Le sodium a un numéro atomique $Z = 11$, donc il possède 11 protons. Son nombre de masse est $A = 23$, donc son noyau contient $23 - 11 = 12$ neutrons. Si l'atome est neutre, il possède aussi 11 électrons.

Si ce sodium perd un électron, il devient l'ion $Na^+$. Le noyau ne change pas : il y a toujours 11 protons et 12 neutrons. En revanche, le nombre d'électrons devient 10. La charge globale est donc positive, car il y a 11 charges positives dans le noyau et seulement 10 charges négatives autour.

Un ion ne change pas de nombre de protons. Un ion sodium $Na^+$ reste du sodium : il a simplement perdu un électron.

Le chlore 35 illustre le cas inverse. Le chlore a $Z = 17$, donc 17 protons. Avec $A = 35$, il possède $35 - 17 = 18$ neutrons. Si l'atome gagne un électron pour former $Cl^-$, il possède alors 18 électrons. Il y a une charge négative de plus que les charges positives du noyau.

La configuration électronique décrit la répartition des électrons dans les différentes couches et sous-couches électroniques d'un atome. Elle est fondamentale car les électrons les plus externes, appelés électrons de valence, sont ceux qui participent principalement aux transformations chimiques.

On peut imaginer l'atome comme un système où les électrons occupent des niveaux d'énergie. Ils ne se placent pas au hasard : ils remplissent d'abord les niveaux les plus stables, c'est-à-dire les plus bas en énergie. Cette organisation permet d'expliquer la position d'un élément dans le tableau périodique et sa tendance à perdre, gagner ou partager des électrons.

La configuration électronique est donc le lien entre la structure microscopique de l'atome et sa réactivité chimique. Deux éléments situés dans la même colonne du tableau périodique ont souvent le même nombre d'électrons de valence, ce qui explique leurs comportements chimiques proches.

Les trois règles principales de remplissage sont la règle de Aufbau, le principe d'exclusion de Pauli et la règle de Hund. Elles permettent d'écrire une configuration électronique correcte sans apprendre chaque atome indépendamment.

La règle de Aufbau indique que les électrons remplissent les sous-couches par ordre croissant d'énergie. En première approche PASS, l'ordre à connaître commence ainsi : $1s$, $2s$, $2p$, $3s$, $3p$, $4s$, $3d$, $4p$. Chaque sous-couche possède une capacité maximale : une sous-couche $s$ contient jusqu'à 2 électrons, une sous-couche $p$ jusqu'à 6 électrons, une sous-couche $d$ jusqu'à 10 électrons et une sous-couche $f$ jusqu'à 14 électrons.

Le principe d'exclusion de Pauli dit qu'une orbitale ne peut contenir que deux électrons au maximum, et que ces deux électrons doivent avoir des spins opposés. Cela signifie qu'on ne peut pas entasser indéfiniment les électrons dans la même case : l'atome doit respecter des règles quantiques précises.

La règle de Hund concerne les sous-couches qui contiennent plusieurs orbitales de même énergie, comme les trois orbitales $p$. Dans ce cas, les électrons occupent d'abord les orbitales séparément avant de s'apparier. C'est comme si l'atome évitait de mettre deux électrons ensemble tant qu'il reste une orbitale équivalente vide.

Exemple avec le sodium, $Z = 11$. Un atome neutre de sodium possède 11 électrons. On remplit d'abord $1s^2$, puis $2s^2$, puis $2p^6$, ce qui fait déjà 10 électrons. Le dernier électron va dans $3s$, donnant la configuration :

Le dernier électron du sodium est un électron de valence. En le perdant, le sodium obtient une configuration électronique identique à celle du néon, qui est particulièrement stable. C'est une première explication de la tendance du sodium à former $Na^+$.

Comparons maintenant $Na$, $Mg$, $Cl$ et $Ne$. Le sodium a une configuration externe $3s^1$ : il possède un électron de valence et tend à le perdre. Le magnésium a une configuration externe $3s^2$ : il tend à perdre deux électrons pour former $Mg^{2+}$. Le chlore a une configuration externe $3s^2 3p^5$ : il lui manque un électron pour compléter sa couche de valence, donc il tend à former $Cl^-$. Le néon, lui, a une couche externe déjà complète : il est très peu réactif.

Les électrons de valence font le lien entre configuration électronique, tableau périodique et réactivité. La chimie d'un élément dépend surtout de ses électrons les plus externes.

Les nombres quantiques servent à décrire précisément l'état d'un électron dans un atome. Ils ne sont pas seulement des symboles abstraits : ils indiquent dans quelle couche se trouve l'électron, dans quel type de sous-couche il se situe, quelle orientation spatiale est concernée, et quel est son spin.

En première approche, on peut considérer qu'un électron est décrit par une sorte d'adresse quantique. Le nombre quantique principal $n$ indique l'étage général, le nombre $l$ précise le type de pièce, $m_l$ précise l'orientation de cette pièce, et $m_s$ indique l'état de spin de l'électron. Cette image est imparfaite, mais elle aide à comprendre pourquoi plusieurs électrons peuvent appartenir à une même couche sans être strictement équivalents.

Ces nombres expliquent aussi les règles vues précédemment. Le principe de Pauli, par exemple, signifie que deux électrons d'un même atome ne peuvent pas avoir exactement les quatre mêmes nombres quantiques. S'ils occupent la même orbitale, ils doivent donc différer par leur spin.

Il existe quatre nombres quantiques principaux : $n$, $l$, $m_l$ et $m_s$. Leur rôle est complémentaire et hiérarchisé.

Le nombre quantique principal $n$ est lié à la couche électronique. Plus $n$ est grand, plus l'électron se situe en moyenne loin du noyau et plus son énergie est élevée. Par exemple, les électrons de la couche $n = 3$ sont globalement plus externes que ceux de la couche $n = 2$.

Le nombre quantique secondaire $l$ définit la sous-couche. Lorsque $l = 0$, on parle d'une sous-couche $s$. Lorsque $l = 1$, on parle d'une sous-couche $p$. Lorsque $l = 2$, on parle d'une sous-couche $d$. Lorsque $l = 3$, on parle d'une sous-couche $f$. Le détail des formes des orbitales appartient surtout au cours sur les orbitales atomiques et moléculaires, mais il faut déjà comprendre que ces sous-couches n'ont pas la même capacité en électrons.

Le nombre quantique magnétique $m_l$ distingue les différentes orbitales d'une même sous-couche. Pour une sous-couche $p$, où $l = 1$, les valeurs possibles sont $m_l = -1, 0, +1$. Il y a donc trois orbitales $p$, ce qui explique pourquoi une sous-couche $p$ peut contenir jusqu'à 6 électrons : 3 orbitales, avec 2 électrons maximum par orbitale.

Le nombre quantique de spin $m_s$ ne décrit pas une trajectoire autour du noyau. Il représente une propriété quantique propre de l'électron. Il ne peut prendre que deux valeurs : $+1/2$ ou $-1/2$. Deux électrons dans une même orbitale ont les mêmes valeurs de $n$, $l$ et $m_l$, mais doivent avoir des spins opposés.

Dans une même orbitale, deux électrons peuvent coexister seulement si leurs spins sont opposés. Ils diffèrent donc par $m_s$.

Cette organisation permet de comprendre les capacités maximales des sous-couches. Une sous-couche $s$ contient une orbitale, donc 2 électrons. Une sous-couche $p$ contient trois orbitales, donc 6 électrons. Une sous-couche $d$ contient cinq orbitales, donc 10 électrons. Une sous-couche $f$ contient sept orbitales, donc 14 électrons.