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Structure de l'atome et cortège électronique

Décrire précisément l'atome et sa configuration électronique.

Chimie Seconde Chapitre 1 / 8 ⏱ 8 h

Ce que tu sauras faire à la fin

  • Écrire la configuration électronique d'un atome
  • Prévoir l'ion formé
  • Calculer la masse approchée d'un atome

Regarde autour de toi : la table sur laquelle tu poses ton cahier, l'air que tu respires, l'eau que tu bois, ton propre corps — tout, absolument tout ce qui a une masse, est fait d'atomes. Ces grains de matière sont si petits qu'un seul trait de crayon en contient déjà plusieurs milliards de milliards. Et pourtant, en un peu plus d'un siècle, les scientifiques sont parvenus à percer leur structure interne : un noyau minuscule et dense, entouré d'électrons qui organisent toute la chimie de la matière.

Ce chapitre est la porte d'entrée de toute la chimie que tu vas étudier au lycée. Comprendre comment un atome est construit — combien de protons, de neutrons, d'électrons il contient, comment ces électrons se répartissent en couches — te permettra, dès la fin du chapitre, de prévoir si un atome va former un ion, quelle sera la charge de cet ion, et pourquoi le sel de cuisine, l'eau ou l'air ont les propriétés qu'ils ont. C'est un socle sur lequel tout le reste va s'appuyer.

Au collège, tu avais sans doute déjà entendu parler de l'atome comme d'une « boule ». Ici, on va être beaucoup plus précis : on va nommer chaque particule, lui donner sa charge et sa masse exactes, apprendre une notation officielle, et surtout apprendre à construire la structure électronique d'un atome couche par couche — la compétence la plus utile de tout le chapitre.

1Constitution du noyau, isotopes

L'idée que la matière est faite de grains insécables est très ancienne — les philosophes grecs Leucippe et Démocrite en parlaient déjà, cinq siècles avant notre ère, sous le nom d'« atomos », l'insécable. Mais il a fallu attendre le XIXe siècle pour que cette idée devienne une véritable science, avec des masses et des charges mesurées avec précision.

Modèle simplifié de l'atome : noyau central et couches K, L, M KLM proton neutron électron Échelle non respectée : si le noyau avait la taille d'une bille de 1 cm, le nuage électronique s'étendrait sur plus de 100 mètres de diamètre.
Figure 1 — Un atome est presque entièrement vide : un noyau minuscule, chargé positivement, concentre toute la masse ; les électrons occupent des couches K, L, M autour de lui.
Définition

Un atome est constitué d'un noyau central, très petit et très dense, chargé positivement, autour duquel se déplacent des électrons, chargés négativement, qui forment le cortège électronique (ou nuage électronique). Le noyau contient deux types de particules : les protons (charge positive) et les neutrons (sans charge), appelés ensemble nucléons.

Chimie & Co — Du modèle plein à l'atome lacunaire

En 1808, le chimiste anglais John Dalton relance l'idée grecque de l'atome sur des bases scientifiques : pour lui, chaque élément est fait d'atomes identiques, pleins et indivisibles, comme de minuscules billes de billard.

En 1897, Joseph John Thomson découvre l'électron, une particule bien plus légère que l'atome et chargée négativement : l'atome n'est donc plus insécable ! En 1904, il propose le modèle du « plum-pudding » : une pâte positive dans laquelle seraient dispersés les électrons, comme des raisins dans un cake.

C'est Ernest Rutherford qui, en 1911, bouleverse ce modèle grâce à une expérience restée célèbre (Figure 2) : il découvre que la charge positive n'est pas répartie dans tout l'atome, mais concentrée dans un noyau minuscule. Il écrira plus tard que ce résultat était « presque aussi incroyable que si vous aviez tiré un obus sur un mouchoir en papier et qu'il vous soit revenu en pleine figure ». En 1913, le Danois Niels Bohr complète le tableau en proposant que les électrons occupent des couches précises autour du noyau — l'ancêtre direct du modèle que tu vas apprendre dans ce chapitre.

Expérience de Rutherford (1911) : diffusion de particules α par une feuille d'or Source departicules α Feuille d'or (fine) ≈ 1 particule sur 8000 rebondit quelques déviations La grande majorité des particules traverse la feuille sans dévier : l'atome est presque vide
Figure 2 — En bombardant une feuille d'or avec des particules α, Rutherford observe que presque tout traverse, mais qu'une infime fraction rebondit : preuve qu'un noyau dense et positif occupe le centre de l'atome.

1.1  Numéro atomique, nombre de masse et notation

Définition

Pour un atome donné :

  • le numéro atomique ZZ est le nombre de protons du noyau (il caractérise l'élément chimique) ;
  • le nombre de masse AA est le nombre total de nucléons (protons + neutrons) ;
  • le nombre de neutrons est donc N=A−ZN = A - Z.

On note un noyau, ou l'atome correspondant, sous la forme symbolique :

ZAX{}^{A}_{Z}\text{X}

où X\text{X} est le symbole chimique de l'élément (par exemple Na\text{Na} pour le sodium, Cl\text{Cl} pour le chlore).

Comme un atome est électriquement neutre, il possède exactement autant d'électrons que de protons : le nombre d'électrons d'un atome neutre est donc lui aussi égal à ZZ.

Exemple — lire la notation 1123Na{}^{23}_{11}\text{Na}

Le noyau de sodium naturel se note 1123Na{}^{23}_{11}\text{Na}. On lit directement :

  1. Z=11Z = 11nombre de protons = nombre d'électrons (atome neutre)
  2. A=23A = 23nombre de nucléons
  3. ⇒\RightarrowN=A−Z=23−11=12N = A - Z = 23 - 11 = 12nombre de neutrons

L'atome de sodium 1123Na{}^{23}_{11}\text{Na} contient donc 11 protons, 12 neutrons et 11 électrons.

Attention

Ne confonds jamais ZZ et AA : ZZ se lit en bas (numéro atomique, nombre de protons) et AA se lit en haut (nombre de masse, protons + neutrons). AA est toujours supérieur ou égal à ZZ, sauf pour l'hydrogène ordinaire où A=Z=1A = Z = 1 (aucun neutron).

1.2  Isotopes

Définition

Deux noyaux sont dits isotopes lorsqu'ils ont le même numéro atomique ZZ (donc le même élément chimique) mais des nombres de masse AA différents, c'est-à-dire un nombre de neutrons différent.

Les isotopes d'un même élément ont donc le même nombre de protons et d'électrons — ils ont par conséquent le même comportement chimique — mais une masse légèrement différente à cause du nombre de neutrons.

Exemple — les isotopes du carbone et du chlore

Le carbone naturel est un mélange de trois isotopes :

IsotopeZZAANeutronsAbondance naturelle
612C{}^{12}_{6}\text{C}612698,9 %
613C{}^{13}_{6}\text{C}61371,1 %
614C{}^{14}_{6}\text{C}6148traces (radioactif)

Le chlore naturel, lui, est essentiellement un mélange de deux isotopes : 1735Cl{}^{35}_{17}\text{Cl} (17 protons, 18 neutrons, environ 76 %) et 1737Cl{}^{37}_{17}\text{Cl} (17 protons, 20 neutrons, environ 24 %). C'est pourquoi la masse « moyenne » du chlore que tu trouves dans les tables n'est pas un nombre entier.

Chimie & Co — Le carbone qui raconte le temps

L'isotope 614C{}^{14}_{6}\text{C}, radioactif, se forme en permanence dans la haute atmosphère et se retrouve, en proportion infime et constante, dans tous les organismes vivants. Après la mort d'un organisme, il se désintègre lentement, avec une régularité d'horloge. En 1949, le chimiste américain Willard Libby a l'idée d'utiliser cette désintégration pour dater des objets anciens (bois, os, tissus) : c'est la méthode de datation au carbone 14, encore utilisée aujourd'hui par les archéologues, y compris sur des sites d'Afrique de l'Ouest et du Sahel. Cette découverte lui vaudra le prix Nobel de chimie en 1960.

2Charge et masse des particules

Maintenant que tu sais nommer les particules de l'atome, il faut connaître précisément leurs charges et leurs masses. Ces valeurs, mesurées avec une extrême précision par les physiciens depuis plus d'un siècle, sont indispensables pour comprendre la neutralité de l'atome et estimer sa masse.

2.1  Les trois particules et leurs caractéristiques

Définition — la charge élémentaire

Toutes les charges électriques observées dans la matière sont des multiples d'une charge de base, appelée charge élémentaire, notée ee :

e≈1,6×10−19 Ce \approx 1{,}6 \times 10^{-19}\ \text{C}

Le proton porte la charge +e+e, l'électron porte la charge −e-e, et le neutron est électriquement neutre.

ParticuleLocalisationCharge électriqueMasse (kg)
Protonnoyau+e≈+1,6×10−19 C+e \approx +1{,}6 \times 10^{-19}\ \text{C}mp≈1,673×10−27 kgm_p \approx 1{,}673 \times 10^{-27}\ \text{kg}
Neutronnoyau00mn≈1,675×10−27 kgm_n \approx 1{,}675 \times 10^{-27}\ \text{kg}
Électroncortège électronique−e≈−1,6×10−19 C-e \approx -1{,}6 \times 10^{-19}\ \text{C}me≈9,11×10−31 kgm_e \approx 9{,}11 \times 10^{-31}\ \text{kg}

Retiens l'essentiel : le proton et le neutron ont des masses quasiment égales, alors que l'électron est environ 1836 fois plus léger qu'un proton — c'est un détail qui va avoir une conséquence importante un peu plus loin.

2.2  Neutralité électrique de l'atome

Propriété

Un atome, pris dans son ensemble, est électriquement neutre : sa charge totale est nulle. Comme le nombre de protons (charge +e+e chacun) est égal au nombre d'électrons (charge −e-e chacun), les charges se compensent exactement :

Qatome=Z×(+e)+Z×(−e)=0Q_{\text{atome}} = Z \times (+e) + Z \times (-e) = 0

Exemple — vérifier la neutralité de l'aluminium

L'aluminium a pour numéro atomique Z=13Z = 13 : un atome neutre possède 13 protons et 13 électrons.

  1. Q=13×(+e)+13×(−e)Q = 13 \times (+e) + 13 \times (-e)
  2. ==13e−13e13e - 13e
  3. ==00les charges se compensent exactement

L'atome d'aluminium est bien neutre, quel que soit le nombre de neutrons qu'il contient (les neutrons n'apportent aucune charge).

2.3  Masse de l'atome : le rôle du noyau

Démonstration — la masse de l'atome est presque celle du noyau

Comparons, pour un atome de carbone 612C{}^{12}_{6}\text{C} (6 protons, 6 neutrons, 6 électrons), la masse du noyau et la masse des électrons.

  1. mnoyau=6×mp+6×mnm_{\text{noyau}} = 6 \times m_p + 6 \times m_n
  2. ==6×(1,673+1,675)×10−276 \times (1{,}673 + 1{,}675) \times 10^{-27}
  3. ==6×3,348×10−276 \times 3{,}348 \times 10^{-27}
  4. ≈\approx2,009×10−26 kg2{,}009 \times 10^{-26}\ \text{kg}
  5. meˊlectrons=6×me=6×9,11×10−31m_{\text{électrons}} = 6 \times m_e = 6 \times 9{,}11 \times 10^{-31}
  6. ≈\approx5,47×10−30 kg5{,}47 \times 10^{-30}\ \text{kg}
  7. meˊlectronsmnoyau≈5,47×10−302,009×10−26\dfrac{m_{\text{électrons}}}{m_{\text{noyau}}} \approx \dfrac{5{,}47 \times 10^{-30}}{2{,}009 \times 10^{-26}}
  8. ≈\approx2,7×10−42{,}7 \times 10^{-4}soit environ 0,03 %

Les électrons ne représentent donc qu'environ trois dix-millièmes de la masse du noyau : on peut les négliger. C.Q.F.D.

Propriété

La masse d'un atome est donc, en très bonne approximation, égale à la masse de son noyau, elle-même à peu près proportionnelle au nombre de nucléons AA (puisque mp≈mnm_p \approx m_n) :

matome≈mnoyau=Z×mp+N×mn≈A×um_{\text{atome}} \approx m_{\text{noyau}} = Z \times m_p + N \times m_n \approx A \times u

où u≈1,66×10−27 kgu \approx 1{,}66 \times 10^{-27}\ \text{kg} est l'unité de masse atomique (environ la masse d'un nucléon).

Exemple — masse approchée d'un atome de chlore 35

Le noyau 1735Cl{}^{35}_{17}\text{Cl} contient 17 protons et 35−17=1835-17=18 neutrons.

  1. matome≈17×mp+18×mnm_{\text{atome}} \approx 17 \times m_p + 18 \times m_n
  2. ≈\approx17×1,673×10−27+18×1,675×10−2717 \times 1{,}673 \times 10^{-27} + 18 \times 1{,}675 \times 10^{-27}
  3. ≈\approx28,44×10−27+30,15×10−2728{,}44 \times 10^{-27} + 30{,}15 \times 10^{-27}
  4. ≈\approx58,6×10−2758{,}6 \times 10^{-27}
  5. ≈\approx5,86×10−26 kg5{,}86 \times 10^{-26}\ \text{kg}

On retrouve bien un résultat proche de 35×u≈5,81×10−26 kg35 \times u \approx 5{,}81 \times 10^{-26}\ \text{kg}, la petite différence provenant de l'énergie de liaison du noyau (hors programme de Seconde).

3Configuration électronique et règles de remplissage

Tu sais maintenant compter les protons, les neutrons et les électrons d'un atome. Il reste une question essentielle pour la chimie : comment ces électrons se répartissent-ils autour du noyau ? La réponse à cette question — la structure électronique de l'atome — est la clé qui explique pourquoi les éléments réagissent comme ils le font, et c'est elle qui te permettra, en fin de chapitre, de prévoir les ions.

Définition — couches électroniques

Dans le modèle simplifié utilisé en classe de Seconde, les électrons d'un atome se répartissent en couches électroniques successives, notées K\text{K}, L\text{L}, M\text{M}… en partant du noyau. Chaque couche ne peut contenir qu'un nombre maximal d'électrons :

CoucheKLM
Nombre maximal d'électrons288 (jusqu'à Z=18Z=18)
Propriété — règles de remplissage
  • Les couches se remplissent dans l'ordre K\text{K}, puis L\text{L}, puis M\text{M} : on ne commence jamais à occuper une couche avant que la précédente soit saturée (complète).
  • Le nombre total d'électrons placés est égal au numéro atomique ZZ pour un atome neutre.
  • On note la structure électronique sous la forme Ka Lb Mc\text{K}^{a}\ \text{L}^{b}\ \text{M}^{c}, où aa, bb, cc sont les effectifs de chaque couche, avec a+b+c=Za + b + c = Z.
Méthode — écrire la structure électronique d'un atome neutre de numéro atomique ZZ
  1. Le nombre d'électrons à placer est ZZ (neutralité de l'atome).
  2. On remplit K\text{K} jusqu'à 2 électrons maximum.
  3. S'il reste des électrons, on remplit L\text{L} jusqu'à 8 électrons maximum.
  4. S'il en reste encore, on les place tous sur M\text{M} (au plus 8, pour Z⩽18Z \leqslant 18).
  5. On vérifie que la somme des effectifs redonne bien ZZ.
Exemple — structure électronique du sodium (Z=11Z=11)
  1. 11 électrons à placer
  2. K2\text{K}^{2}couche K saturée ; il en reste 11−2=911-2=9
  3. L8\text{L}^{8}couche L saturée ; il en reste 9−8=19-8=1
  4. M1\text{M}^{1}le dernier électron va sur M
  5. ⇒\RightarrowK2 L8 M1\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{1}vérification : 2+8+1=112+8+1=11
Exemple — structure électronique du chlore (Z=17Z=17)
  1. 17 électrons à placer
  2. K2\text{K}^{2}reste 17−2=1517-2=15
  3. L8\text{L}^{8}reste 15−8=715-8=7
  4. M7\text{M}^{7}M n'est pas saturée : il ne reste que 7 électrons
  5. ⇒\RightarrowK2 L8 M7\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{7}vérification : 2+8+7=172+8+7=17
Quatre structures électroniques : sodium, chlore, oxygène, carbone Sodium NaZ = 11 K² L⁸ M¹ Chlore ClZ = 17 K² L⁸ M⁷ Oxygène OZ = 8 K² L⁶ Carbone CZ = 6 K² L⁴ électron noyau (protons + neutrons)
Figure 3 — Structures électroniques de quatre atomes usuels : le sodium et le chlore occupent la couche M, l'oxygène et le carbone s'arrêtent à la couche L.

En généralisant cette méthode à tous les numéros atomiques de Z=1Z=1 à Z=18Z=18, on obtient le tableau suivant, à connaître par cœur pour les éléments les plus courants (H\text{H}, C\text{C}, N\text{N}, O\text{O}, Na\text{Na}, Cl\text{Cl}) :

ZÉlémentSymboleKLM
1hydrogèneH1——
2héliumHe2——
3lithiumLi21—
4bérylliumBe22—
5boreB23—
6carboneC24—
7azoteN25—
8oxygèneO26—
9fluorF27—
10néonNe28—
11sodiumNa281
12magnésiumMg282
13aluminiumAl283
14siliciumSi284
15phosphoreP285
16soufreS286
17chloreCl287
18argonAr288
Attention

Trois erreurs reviennent sans cesse :

  • vouloir mettre plus de 2 électrons sur K, ou plus de 8 sur L : les capacités maximales ne se discutent pas ;
  • commencer à remplir L (ou M) alors que la couche précédente n'est pas encore saturée ;
  • oublier que le nombre total d'électrons doit être exactement ZZ pour un atome neutre — pas un de plus, pas un de moins.

4Couche externe et stabilité

Pourquoi certains atomes, comme ceux du sodium ou du chlore, sont-ils si réactifs, alors que d'autres, comme l'hélium, l'argon, ne réagissent presque jamais ? La réponse se trouve dans la couche la plus externe du cortège électronique.

Définition — couche externe et électrons de valence

La couche externe (ou couche de valence) d'un atome est la dernière couche occupée par des électrons, celle qui est la plus éloignée du noyau. Les électrons qui s'y trouvent sont appelés électrons de valence : ce sont eux, et eux seuls, qui participent aux liaisons chimiques et à la formation des ions.

Exemple — identifier la couche externe

Pour le sodium, K2 L8 M1\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{1} : la dernière couche occupée est M\text{M}, qui ne contient qu'un seul électron. Le sodium possède donc 1 électron de valence. Pour l'oxygène, K2 L6\text{K}^{2}\ \text{L}^{6} : la couche externe est L\text{L}, avec 6 électrons de valence.

Propriété — règle du duet et de l'octet

Les atomes sont d'autant plus stables chimiquement que leur couche externe est saturée : 2 électrons si la couche externe est K\text{K} (règle du duet), 8 électrons si la couche externe est L\text{L} ou M\text{M} (règle de l'octet). C'est exactement la structure des gaz nobles (ou gaz rares) : l'hélium He\text{He} (K2\text{K}^{2}), le néon Ne\text{Ne} (K2L8\text{K}^{2}\text{L}^{8}), l'argon Ar\text{Ar} (K2L8M8\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{8}).

Ces trois gaz sont connus pour leur très grande inertie chimique : ils ne réagissent quasiment jamais. C'est justement parce que leur couche externe est déjà saturée qu'ils n'ont « rien à gagner » à échanger des électrons avec un autre atome. Tous les autres atomes, au contraire, « cherchent » à atteindre cette même configuration stable — c'est ce qui explique la formation des ions, que tu vas étudier dans la dernière section.

Chimie & Co — Des gaz que l'on croyait impossibles à combiner

Découverts entre 1868 (l'hélium, observé dans le spectre du Soleil, d'où son nom) et 1898 par William Ramsay (néon, argon, krypton, xénon), les gaz nobles sont longtemps restés les seuls éléments pour lesquels aucun composé chimique n'était connu — une confirmation éclatante de la règle de l'octet. Il faudra attendre 1962 pour que le chimiste canadien Neil Bartlett parvienne, contre toute attente, à synthétiser un premier composé du xénon, prouvant que la règle admet de rares exceptions dans des conditions extrêmes.

5Formation des ions monoatomiques

Tu viens de voir que les atomes « recherchent », en quelque sorte, la stabilité d'un gaz noble. Pour beaucoup d'atomes, la façon la plus simple d'y parvenir est d'échanger un ou plusieurs électrons avec un autre atome : c'est ainsi que naissent les ions. C'est le phénomène qui explique, par exemple, pourquoi le sel de cuisine est fait d'ions sodium et d'ions chlorure, et pas d'atomes de sodium et de chlore isolés.

5.1  Cations et anions

Définition

Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

  • Un cation est un ion positif : l'atome a perdu des électrons.
  • Un anion est un ion négatif : l'atome a gagné des électrons.

Le nombre de protons du noyau, lui, ne change jamais lors de la formation d'un ion : c'est toujours le même élément chimique, seul le nombre d'électrons a changé.

Attention

Le piège classique : un atome qui perd des électrons (particules négatives) devient positif ! Ce n'est pas contradictoire : en perdant des charges négatives, ce qui reste (le noyau, positif, inchangé) domine, donc la charge totale devient positive. Retiens aussi la notation : Mg2+\text{Mg}^{2+} signifie « charge 2+2+ », et surtout pas « perte de 2 charges positives ».

5.2  Prévoir l'ion formé

Propriété

Un atome forme préférentiellement l'ion qui lui donne la structure électronique du gaz noble le plus proche de lui dans le tableau, en perdant ou en gagnant le plus petit nombre d'électrons possible :

  • un atome avec peu d'électrons de valence (1, 2 ou 3 — typiquement un métal) perd ces électrons et devient un cation, retrouvant la structure du gaz noble précédent ;
  • un atome avec beaucoup d'électrons de valence (5, 6 ou 7 — typiquement un non-métal) en gagne quelques-uns et devient un anion, atteignant la structure du gaz noble suivant.
Méthode — prévoir l'ion formé à partir de ZZ
  1. Écrire la structure électronique de l'atome neutre.
  2. Repérer le nombre d'électrons de valence (couche externe).
  3. S'il y en a peu (1 à 3) : l'atome les perd tous → cation de charge +n+n.
  4. S'il y en a beaucoup (5 à 7) : l'atome en gagne (8−n)(8 - n) → anion de charge −(8−n)-(8-n).
  5. Écrire la structure électronique de l'ion obtenu et vérifier qu'elle est bien celle d'un gaz noble.
Exemple — du sodium à l'ion sodium Na+\text{Na}^{+}
  1. Na\text{Na} (Z=11Z=11) : K2 L8 M1\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{1}1 seul électron de valence
  2. ⇒\Rightarrowperte de cet unique électron
  3. Na⟶Na++e−\text{Na} \longrightarrow \text{Na}^{+} + \text{e}^{-}
  4. ion Na+\text{Na}^{+} : K2 L8\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}10 électrons, comme le néon
Exemple — du chlore à l'ion chlorure Cl−\text{Cl}^{-}
  1. Cl\text{Cl} (Z=17Z=17) : K2 L8 M7\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{7}7 électrons de valence, il en manque 1 pour l'octet
  2. ⇒\Rightarrowgain d'un électron
  3. Cl+e−⟶Cl−\text{Cl} + \text{e}^{-} \longrightarrow \text{Cl}^{-}
  4. ion Cl−\text{Cl}^{-} : K2 L8 M8\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{8}18 électrons, comme l'argon
Formation des ions Na⁺ et Cl⁻ par transfert d'un électron Le sodium perd un électron NaNa⁺ + perte de 1 e⁻ Na → Na⁺ + e⁻ Le chlore gagne un électron ClCl⁻ – gain de 1 e⁻ Cl + e⁻ → Cl⁻
Figure 4 — Le sodium perd son unique électron de la couche M et retrouve la structure du néon (Na+\text{Na}^{+}) ; le chlore gagne un électron pour compléter sa couche M à 8 et retrouver la structure de l'argon (Cl−\text{Cl}^{-}).

Le même raisonnement s'applique à tous les éléments. Le tableau suivant regroupe quelques ions monoatomiques très courants :

AtomeStructureÉlectrons échangésIon forméStructure de l'ionImite
Na (Z=11)K²L⁸M¹perd 1 e⁻Na⁺K²L⁸ (10 e⁻)néon
Mg (Z=12)K²L⁸M²perd 2 e⁻Mg²⁺K²L⁸ (10 e⁻)néon
Al (Z=13)K²L⁸M³perd 3 e⁻Al³⁺K²L⁸ (10 e⁻)néon
O (Z=8)K²L⁶gagne 2 e⁻O²⁻K²L⁸ (10 e⁻)néon
F (Z=9)K²L⁷gagne 1 e⁻F⁻K²L⁸ (10 e⁻)néon
S (Z=16)K²L⁸M⁶gagne 2 e⁻S²⁻K²L⁸M⁸ (18 e⁻)argon
Cl (Z=17)K²L⁸M⁷gagne 1 e⁻Cl⁻K²L⁸M⁸ (18 e⁻)argon
Attention

Le carbone (K2L4\text{K}^{2}\text{L}^{4}) a 4 électrons de valence : ni « peu » ni « beaucoup ». Il n'a donc pas tendance à former d'ion monoatomique simple — il préfère partager ses électrons avec d'autres atomes (liaison covalente), ce que tu étudieras dans un prochain chapitre.

Fiche mémo

  • Atome = noyau (protons + neutrons) + cortège électronique ; neutre car nombre de protons = nombre d'électrons = ZZ.
  • Notation ZAX{}^{A}_{Z}\text{X} : ZZ = numéro atomique (protons), AA = nombre de masse (nucléons), N=A−ZN = A - Z = neutrons.
  • Isotopes : même ZZ, AA différent (même élément, masse différente).
  • Charges : proton +e+e, électron −e-e, neutron 00, avec e≈1,6×10−19 Ce \approx 1{,}6 \times 10^{-19}\ \text{C}.
  • Masses : mp≈mn≈1,67×10−27 kgm_p \approx m_n \approx 1{,}67 \times 10^{-27}\ \text{kg} ; me≈9,11×10−31 kgm_e \approx 9{,}11 \times 10^{-31}\ \text{kg} (environ 1836 fois plus petite).
  • Masse de l'atome ≈\approx masse du noyau ≈A×u\approx A \times u, avec u≈1,66×10−27 kgu \approx 1{,}66 \times 10^{-27}\ \text{kg}.
  • Couches : K\text{K} (max 2), L\text{L} (max 8), M\text{M} (max 8 jusqu'à Z=18Z=18) ; on remplit dans l'ordre, sans en sauter une.
  • Structure électronique : Ka Lb Mc\text{K}^{a}\ \text{L}^{b}\ \text{M}^{c} avec a+b+c=Za+b+c=Z.
  • Couche externe = dernière couche occupée ; ses électrons sont les électrons de valence.
  • Règle du duet (2 sur K) / de l'octet (8 sur L ou M) : structure très stable, celle des gaz nobles.
  • Ion = atome ayant perdu (cation, charge ++) ou gagné (anion, charge −-) des électrons ; le nombre de protons ne change jamais.
  • Peu d'électrons de valence (1 à 3, métaux) → perte → cation ; beaucoup (5 à 7, non-métaux) → gain → anion, pour imiter le gaz noble le plus proche.

6Exercices corrigés

Niveau 1 — Application directe
1

Le noyau d'un atome d'aluminium naturel se note 1327Al{}^{27}_{13}\text{Al}. Donne le nombre de protons, de neutrons et d'électrons de cet atome neutre.

Voir le corrigé détaillé
  1. Z=13Z = 13protons = électrons, atome neutre
  2. A=27A = 27
  3. ⇒\RightarrowN=A−Z=27−13=14N = A - Z = 27 - 13 = 14

L'atome d'aluminium possède 13 protons, 14 neutrons et 13 électrons.

2

Une particule a une charge nulle et une masse d'environ 1,675×10−27 kg1{,}675 \times 10^{-27}\ \text{kg}. Une autre a une charge −e-e et une masse d'environ 9,11×10−31 kg9{,}11 \times 10^{-31}\ \text{kg}. Identifie chacune de ces particules et précise sa localisation dans l'atome.

Voir le corrigé détaillé

La première particule est sans charge et sa masse est très proche de mn≈1,675×10−27 kgm_n \approx 1{,}675 \times 10^{-27}\ \text{kg} : c'est un neutron, situé dans le noyau.

La seconde porte la charge −e-e et une masse environ 1836 fois plus petite que celle d'un proton : c'est un électron, situé dans le cortège électronique.

3

Donne la structure électronique des atomes neutres de numéro atomique Z=9Z=9 (fluor), Z=14Z=14 (silicium) et Z=18Z=18 (argon).

Voir le corrigé détaillé
  1. F (Z=9)\text{F}\ (Z=9) : K2\text{K}^{2}reste 9−2=79-2=7
  2. ⇒\RightarrowK2 L7\text{K}^{2}\ \text{L}^{7}
  3. Si (Z=14)\text{Si}\ (Z=14) : K2 L8\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}reste 14−2−8=414-2-8=4
  4. ⇒\RightarrowK2 L8 M4\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{4}
  5. Ar (Z=18)\text{Ar}\ (Z=18) : K2 L8\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}reste 18−2−8=818-2-8=8
  6. ⇒\RightarrowK2 L8 M8\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{8}
4

Pour le magnésium (K2L8M2\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{2}) et le soufre (K2L8M6\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{6}), indique la couche externe et le nombre d'électrons de valence de chacun.

Voir le corrigé détaillé

Pour le magnésium, la dernière couche occupée est M\text{M}, avec 2 électrons : couche externe M\text{M}, 2 électrons de valence.

Pour le soufre, la dernière couche occupée est également M\text{M}, mais avec 6 électrons : couche externe M\text{M}, 6 électrons de valence.

5

Le fluor F (Z=9Z=9) et le magnésium Mg (Z=12Z=12) forment chacun un ion monoatomique stable. Pour chacun, précise s'il s'agit d'un cation ou d'un anion, donne la charge de l'ion, et écris son symbole.

Voir le corrigé détaillé

Fluor : structure K2L7\text{K}^{2}\text{L}^{7}, soit 7 électrons de valence — il en manque 1 pour l'octet. Le fluor gagne 1 électron : c'est un anion, de charge −1-1, noté F−\text{F}^{-} (structure K2L8\text{K}^{2}\text{L}^{8}, comme le néon).

Magnésium : structure K2L8M2\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{2}, soit 2 électrons de valence. Le magnésium perd ces 2 électrons : c'est un cation, de charge +2+2, noté Mg2+\text{Mg}^{2+} (structure K2L8\text{K}^{2}\text{L}^{8}, comme le néon).

Niveau 2 — Approfondissement
6

Le chlore naturel est un mélange de deux isotopes : 1735Cl{}^{35}_{17}\text{Cl} (abondance 75,77 %) et 1737Cl{}^{37}_{17}\text{Cl} (abondance 24,23 %). Calcule la masse atomique moyenne du chlore naturel, en unités uu, et compare au résultat des tables (35,5 u35{,}5\ u).

Voir le corrigé détaillé

La masse moyenne est la moyenne des nombres de masse, pondérée par les abondances.

  1. A‾=0,7577×35+0,2423×37\overline{A} = 0{,}7577 \times 35 + 0{,}2423 \times 37
  2. ==26,5195+8,965126{,}5195 + 8{,}9651
  3. ≈\approx35,48 u35{,}48\ u

On retrouve bien, à l'arrondi près, la valeur 35,5 u35{,}5\ u des tables : ce n'est pas un hasard si la masse atomique du chlore n'est pas un nombre entier — c'est la signature directe du mélange isotopique.

7

Un noyau possède 20 protons et 20 neutrons. L'atome correspondant, une fois ionisé, ne possède plus que 18 électrons. Détermine ZZ et AA du noyau, identifie l'élément (aide : Z=20Z=20 correspond au calcium, symbole Ca), écris la notation ZAX{}^{A}_{Z}\text{X}, puis donne le symbole complet de l'ion formé.

Voir le corrigé détaillé
  1. Z=20Z = 20nombre de protons
  2. A=20+20=40A = 20 + 20 = 40protons + neutrons
  3. ⇒\Rightarrow2040Ca{}^{40}_{20}\text{Ca}

L'atome neutre de calcium possède Z=20Z=20 électrons. L'ion n'en a plus que 18 : il en a donc perdu 2. L'ion formé est Ca2+\text{Ca}^{2+}.

8

Calcule, comme pour le carbone dans le cours, le rapport entre la masse des électrons et la masse du noyau pour un atome d'oxygène 816O{}^{16}_{8}\text{O} (8 protons, 8 neutrons, 8 électrons). Conclus.

Voir le corrigé détaillé
  1. mnoyau=8×(1,673+1,675)×10−27m_{\text{noyau}} = 8 \times (1{,}673 + 1{,}675) \times 10^{-27}
  2. ==8×3,348×10−278 \times 3{,}348 \times 10^{-27}
  3. ≈\approx2,678×10−26 kg2{,}678 \times 10^{-26}\ \text{kg}
  4. meˊlectrons=8×9,11×10−31m_{\text{électrons}} = 8 \times 9{,}11 \times 10^{-31}
  5. ≈\approx7,29×10−30 kg7{,}29 \times 10^{-30}\ \text{kg}
  6. meˊlectronsmnoyau≈7,29×10−302,678×10−26\dfrac{m_{\text{électrons}}}{m_{\text{noyau}}} \approx \dfrac{7{,}29 \times 10^{-30}}{2{,}678 \times 10^{-26}}
  7. ≈\approx2,7×10−42{,}7 \times 10^{-4}soit environ 0,027 %

On retrouve, comme pour le carbone, un rapport de l'ordre de 3×10−43 \times 10^{-4} : la masse des électrons est toujours négligeable devant celle du noyau, quel que soit l'élément.

9

L'ion aluminium Al3+\text{Al}^{3+} provient de l'atome d'aluminium 1327Al{}^{27}_{13}\text{Al}. Détermine le nombre de protons, de neutrons et d'électrons de l'atome neutre, puis ceux de l'ion Al3+\text{Al}^{3+}.

Voir le corrigé détaillé

Atome neutre : Z=13Z=13 protons, N=27−13=14N = 27-13 = 14 neutrons, et 1313 électrons (neutralité).

Ion Al3+\text{Al}^{3+} : le noyau ne change jamais lors de la formation d'un ion, donc toujours 13 protons et 14 neutrons. La charge +3+3 signifie que l'atome a perdu 3 électrons : il en reste 13−3=13 - 3 = 10 électrons.

10

Le fluor F (Z=9Z=9, structure K2L7\text{K}^{2}\text{L}^{7}) et le chlore Cl (Z=17Z=17, structure K2L8M7\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{7}) appartiennent à la même famille chimique (les halogènes). Explique, en comparant leurs électrons de valence, pourquoi ces deux éléments forment des ions de même charge, bien qu'ils n'aient pas le même nombre total d'électrons.

Voir le corrigé détaillé

Le fluor a 7 électrons sur sa couche externe L\text{L} ; le chlore a lui aussi 7 électrons sur sa couche externe, M\text{M}. Dans les deux cas, il manque exactement 1 électron pour saturer la couche externe à 8 (règle de l'octet). Chacun des deux atomes gagne donc 1 électron et forme un ion de charge −1-1 : F−\text{F}^{-} et Cl−\text{Cl}^{-}.

C'est le nombre d'électrons de valence — et non le nombre total d'électrons — qui détermine le comportement chimique d'un atome. Le fluor et le chlore, avec 9 et 17 électrons au total, se comportent chimiquement de façon très semblable parce qu'ils partagent la même structure de couche externe.

Niveau 3 — Défi
11

Un élément X a pour nombre de masse A=24A = 24. Son ion X2+\text{X}^{2+} possède 10 électrons.

  1. Détermine le nombre d'électrons de l'atome neutre X, puis son numéro atomique ZZ.
  2. En déduire le nombre de neutrons du noyau et écrire la notation ZAX{}^{A}_{Z}\text{X}.
  3. Écrire la structure électronique de l'atome X, puis celle de l'ion X2+\text{X}^{2+}, et vérifier qu'elle correspond à un gaz noble.
  4. Identifier l'élément X (aide : Z=12Z=12 correspond au magnésium).
Voir le corrigé détaillé

1. L'ion X2+\text{X}^{2+} provient de l'atome neutre ayant perdu 2 électrons.

  1. électrons de l'atome neutre =10+2=12= 10 + 2 = 12
  2. ⇒\RightarrowZ=12Z = 12nombre d'électrons de l'atome neutre = ZZ

2.

  1. N=A−Z=24−12=12N = A - Z = 24 - 12 = 12
  2. ⇒\Rightarrow1224X{}^{24}_{12}\text{X}

3.

  1. X (12 électrons) : K2 L8 M2\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{2}
  2. X2+\text{X}^{2+} (10 électrons) : K2 L8\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}

La structure K2L8\text{K}^{2}\text{L}^{8} est celle du néon (gaz noble) : l'ion est bien stable.

4. Z=12Z=12 : X est l'élément magnésium, et le noyau étudié est 1224Mg{}^{24}_{12}\text{Mg}.

12

Le soufre naturel a pour noyau le plus abondant 1632S{}^{32}_{16}\text{S}.

  1. Donne le nombre de protons, de neutrons et d'électrons de l'atome de soufre neutre.
  2. Calcule la masse approchée de cet atome, en kg, en négligeant les électrons.
  3. Établis la structure électronique de l'atome de soufre et donne son nombre d'électrons de valence.
  4. Prévois l'ion monoatomique stable formé par le soufre, en justifiant.
Voir le corrigé détaillé

1. Z=16Z=16, donc 16 protons et 16 électrons ; N=32−16=16N = 32-16=16 neutrons.

2.

  1. m≈16×mp+16×mnm \approx 16 \times m_p + 16 \times m_n
  2. ==16×(1,673+1,675)×10−2716 \times (1{,}673+1{,}675) \times 10^{-27}
  3. ==16×3,348×10−2716 \times 3{,}348 \times 10^{-27}
  4. ≈\approx5,357×10−26 kg5{,}357 \times 10^{-26}\ \text{kg}

3.

  1. K2\text{K}^{2}reste 16−2=1416-2=14
  2. L8\text{L}^{8}reste 14−8=614-8=6
  3. ⇒\RightarrowK2 L8 M6\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{6}

La couche externe est M\text{M}, avec 6 électrons de valence.

4. Avec 6 électrons de valence, il en manque 2 pour l'octet : le soufre gagne 2 électrons et forme l'ion S2−\text{S}^{2-}, de structure K2L8M8\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{8} (comme l'argon).

13

Un élément Y a un noyau dont le nombre de neutrons est égal au nombre de protons. Son ion Y2+\text{Y}^{2+} a exactement la même structure électronique que l'atome d'argon.

  1. Donne la structure électronique de l'argon, puis celle de l'ion Y2+\text{Y}^{2+}, et déduis-en le nombre d'électrons de l'atome neutre Y.
  2. Déduis-en le numéro atomique ZZ de Y.
  3. Sachant que N=ZN=Z pour ce noyau, donne le nombre de masse AA et la notation ZAY{}^{A}_{Z}\text{Y}.
  4. Identifie l'élément Y (aide : Z=20Z=20 correspond au calcium, symbole Ca) et donne le symbole complet de l'ion formé.
Voir le corrigé détaillé

1. L'argon a pour structure K2L8M8\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{8}, soit 18 électrons. L'ion Y2+\text{Y}^{2+} a donc aussi 18 électrons. L'atome neutre Y, avant de perdre 2 électrons, en possédait 18+2=2018+2=20.

2. Le nombre d'électrons de l'atome neutre est égal à ZZ : Z=20Z = 20.

3.

  1. N=Z=20N = Z = 20
  2. A=Z+N=20+20=40A = Z + N = 20 + 20 = 40
  3. ⇒\Rightarrow2040Y{}^{40}_{20}\text{Y}

4. Z=20Z=20 correspond au calcium Ca. L'ion formé est Ca2+\text{Ca}^{2+}.

Niveau 4 — Problèmes de vie courante
14

Le sel du marché Sandaga (Dakar). Au marché Sandaga, à Dakar, Aïcha achète un sachet de sel de cuisine, du chlorure de sodium NaCl. Ce solide est en réalité un assemblage d'ions Na+\text{Na}^{+} et d'ions Cl−\text{Cl}^{-}.

  1. Rappelle la structure électronique de l'atome de sodium (Z=11Z=11) et de l'atome de chlore (Z=17Z=17).
  2. Explique, structure électronique à l'appui, pourquoi le sodium perd un électron et le chlore en gagne un pour former NaCl.
  3. Vérifie que l'assemblage d'un ion Na+\text{Na}^{+} et d'un ion Cl−\text{Cl}^{-} est bien électriquement neutre.
Voir le corrigé détaillé

1. Sodium : K2L8M1\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{1}. Chlore : K2L8M7\text{K}^{2}\text{L}^{8}\text{M}^{7}.

2. Le sodium n'a qu'un seul électron de valence : il lui est plus « facile » de le perdre que d'en gagner 7 pour saturer sa couche M. Le chlore, lui, a 7 électrons de valence : il ne lui manque qu'un seul électron pour l'octet. L'électron perdu par le sodium est exactement celui que gagne le chlore.

3.

  1. Q=Q(Na+)+Q(Cl−)Q = Q(\text{Na}^{+}) + Q(\text{Cl}^{-})
  2. ==(+e)+(−e)(+e) + (-e)
  3. ==00

Le solide NaCl est bien électriquement neutre, ce qui explique sa grande stabilité.

15

Datation près d'Abéché (Tchad). Lors de fouilles archéologiques près d'Abéché, des chercheurs prélèvent un fragment de bois ancien pour le dater grâce au carbone 14, 614C{}^{14}_{6}\text{C}.

  1. Donne la composition (protons, neutrons, électrons) du noyau 614C{}^{14}_{6}\text{C}, et compare-la à celle du carbone 12 612C{}^{12}_{6}\text{C}, le plus abondant dans la nature. Que peux-tu dire de ces deux noyaux ?
  2. Calcule la masse approchée d'un atome de carbone 14, en kg.
  3. Donne la structure électronique commune aux atomes de carbone 12 et 14, et leur nombre d'électrons de valence.
Voir le corrigé détaillé

1. 614C{}^{14}_{6}\text{C} : 6 protons, 14−6=814-6=8 neutrons, 6 électrons. 612C{}^{12}_{6}\text{C} : 6 protons, 12−6=612-6=6 neutrons, 6 électrons. Les deux noyaux ont le même ZZ mais un AA différent : ce sont des isotopes.

2.

  1. m≈6×mp+8×mnm \approx 6 \times m_p + 8 \times m_n
  2. ==6×1,673×10−27+8×1,675×10−276 \times 1{,}673 \times 10^{-27} + 8 \times 1{,}675 \times 10^{-27}
  3. ==10,038×10−27+13,4×10−2710{,}038 \times 10^{-27} + 13{,}4 \times 10^{-27}
  4. ≈\approx2,344×10−26 kg2{,}344 \times 10^{-26}\ \text{kg}

3. Le carbone 12 et le carbone 14 ont tous deux 6 électrons (même ZZ) : leur structure électronique est donc identique, K2L4\text{K}^{2}\text{L}^{4}, avec 4 électrons de valence. La structure électronique dépend du nombre d'électrons (donc de ZZ), pas du nombre de neutrons — c'est pour cela que les isotopes ont le même comportement chimique.

16

Recyclage à Abidjan. Dans un centre de recyclage à Abidjan, des canettes usagées en aluminium (Z=13Z=13) sont fondues pour fabriquer de nouveaux objets. L'aluminium naturel a pour nombre de masse A=27A=27.

  1. Donne la structure électronique de l'atome d'aluminium et son nombre d'électrons de valence.
  2. Prévois l'ion monoatomique stable formé par l'aluminium, en justifiant à partir de la règle de l'octet.
  3. Dans l'alumine Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3 (présente dans la bauxite dont on extrait l'aluminium), les ions présents sont Al3+\text{Al}^{3+} et O2−\text{O}^{2-}. Vérifie que la formule Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3 (2 ions Al3+\text{Al}^{3+} pour 3 ions O2−\text{O}^{2-}) correspond bien à un solide électriquement neutre.
Voir le corrigé détaillé

1.

  1. K2\text{K}^{2}reste 13−2=1113-2=11
  2. L8\text{L}^{8}reste 11−8=311-8=3
  3. ⇒\RightarrowK2 L8 M3\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{3}

Couche externe M\text{M}, 3 électrons de valence.

2. Avec seulement 3 électrons de valence, l'aluminium les perd tous les trois pour atteindre la structure du néon (K2L8\text{K}^{2}\text{L}^{8}) plutôt que d'en gagner 5. Il forme donc l'ion Al3+\text{Al}^{3+}.

3.

  1. Q=2×(+3e)+3×(−2e)Q = 2 \times (+3e) + 3 \times (-2e)
  2. ==+6e−6e+6e - 6e
  3. ==00

La formule Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3 est bien électriquement neutre : c'est cette condition de neutralité qui impose le rapport « 2 pour 3 » entre les ions Al3+\text{Al}^{3+} et O2−\text{O}^{2-}.

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8 questions

La mole et les grandeurs molaires

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📝 QCM de fin de leçon — 20 questions

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Un atome est constitué :

Explication : L'atome possède un noyau central, très petit et dense, chargé positivement, autour duquel se déplacent des électrons chargés négativement formant le cortège électronique.

Pour un atome, le numéro atomique ZZ et le nombre de masse AA représentent respectivement :

Explication : ZZ (en bas dans la notation ZAX{}^{A}_{Z}\text{X}) est le nombre de protons ; AA (en haut) est le nombre total de nucléons, protons et neutrons confondus.

Pour le noyau 1939K{}^{39}_{19}\text{K}, le nombre de neutrons vaut :

Explication : N=A−Z=39−19=20N = A - Z = 39 - 19 = 20 neutrons.

Deux noyaux sont dits isotopes lorsqu'ils ont :

Explication : Des isotopes ont le même élément chimique (même ZZ) mais un nombre de neutrons différent, donc un AA différent.

Le chlore naturel est un mélange des isotopes 1735Cl{}^{35}_{17}\text{Cl} et 1737Cl{}^{37}_{17}\text{Cl}. Ces deux noyaux ont :

Explication : Les deux isotopes ont Z=17Z=17 protons (et donc 17 électrons à l'état neutre) ; leur nombre de neutrons diffère : 35−17=1835-17=18 pour l'un, 37−17=2037-17=20 pour l'autre.

Parmi les trois particules constituant l'atome, laquelle porte une charge électrique négative ?

Explication : Le proton porte la charge +e+e, le neutron est neutre (charge nulle), et l'électron porte la charge −e-e.

Un atome de phosphore neutre (Z=15Z=15) possède 15 protons et 15 électrons. Sa charge électrique totale vaut :

Explication : Q=15×(+e)+15×(−e)=15e−15e=0Q = 15\times(+e) + 15\times(-e) = 15e - 15e = 0 : les charges des protons et des électrons se compensent exactement, l'atome est électriquement neutre.

La masse d'un atome est, en très bonne approximation, égale à la masse de son noyau, car :

Explication : Les électrons ne représentent qu'environ trois dix-millièmes de la masse du noyau : on peut les négliger, la masse de l'atome se ramène donc à celle du noyau.

En utilisant matome≈A×um_{\text{atome}} \approx A \times u avec u≈1,66×10−27 kgu \approx 1{,}66 \times 10^{-27}\ \text{kg}, la masse approchée d'un atome de fluor 919F{}^{19}_{9}\text{F} est environ :

Explication : m≈A×u=19×1,66×10−27m \approx A \times u = 19 \times 1{,}66\times10^{-27}
=31,5×10−27= 31{,}5\times10^{-27}
=3,15×10−26 kg= 3{,}15\times10^{-26}\ \text{kg}.

Dans le modèle simplifié de Seconde, les couches électroniques K, L et M peuvent contenir au maximum, respectivement :

Explication : Les capacités maximales des couches K, L, M sont respectivement 2, 8 et 8 électrons (pour M, jusqu'à Z=18Z=18).

Pour construire la structure électronique d'un atome neutre, on doit :

Explication : Les couches se remplissent dans l'ordre K, puis L, puis M : une couche n'est occupée qu'une fois la précédente saturée.

La structure électronique de l'atome de soufre neutre (Z=16Z=16) est :

Explication : 16 électrons à placer : K2\text{K}^{2} (reste 14), L8\text{L}^{8} (reste 6), M6\text{M}^{6}.
Vérification : 2+8+6=162+8+6=16.

La couche externe (ou couche de valence) d'un atome est :

Explication : La couche externe est la dernière couche occupée : ses électrons, dits électrons de valence, sont seuls impliqués dans les liaisons chimiques et la formation des ions.

Pour le magnésium (Z=12Z=12), de structure K2 L8 M2\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{2}, le nombre d'électrons de valence est :

Explication : La couche externe du magnésium est M, qui contient 2 électrons : le magnésium a donc 2 électrons de valence.

La règle de l'octet énonce qu'un atome est particulièrement stable lorsque sa couche externe (L ou M) contient :

Explication : La règle de l'octet dit qu'une couche externe L ou M saturée à 8 électrons confère une grande stabilité chimique (règle du duet pour la couche K, saturée à 2).

L'hélium, le néon et l'argon sont chimiquement très peu réactifs car :

Explication : Les gaz nobles ont une couche externe déjà saturée (2 électrons pour K, 8 pour L ou M) : cette stabilité électronique explique leur très grande inertie chimique.

Lorsqu'un atome perd un ou plusieurs électrons, il devient :

Explication : Le nombre de protons ne change jamais lors de la formation d'un ion. En perdant des électrons (charges négatives), l'atome laisse dominer la charge positive du noyau : il devient un cation, un ion positif.

Le magnésium (Z=12Z=12) a pour structure K2 L8 M2\text{K}^{2}\ \text{L}^{8}\ \text{M}^{2}. Pour atteindre la structure d'un gaz noble, cet atome va :

Explication : Avec seulement 2 électrons de valence (un métal typique), le magnésium perd ces 2 électrons plutôt que d'en gagner 6 : il devient Mg2+\text{Mg}^{2+}, de structure K2L8\text{K}^{2}\text{L}^{8}, identique à celle du néon.

L'oxygène (Z=8Z=8) a pour structure K2 L6\text{K}^{2}\ \text{L}^{6}. Pour atteindre la structure du néon (gaz noble le plus proche), cet atome va :

Explication : Avec 6 électrons de valence, l'oxygène gagne le plus petit nombre d'électrons possible pour saturer sa couche L à 8, soit 2 électrons : il devient O2−\text{O}^{2-}, de structure K2L8\text{K}^{2}\text{L}^{8}.

Combien de protons, de neutrons et d'électrons contient l'ion Al3+\text{Al}^{3+}, obtenu à partir de l'atome 1327Al{}^{27}_{13}\text{Al} ?

Explication : Le nombre de protons ne change jamais lors de la formation d'un ion : 13 protons. Neutrons : N=A−Z=27−13=14N=A-Z=27-13=14. La charge 3+3+ signifie que l'atome a perdu 3 électrons : 13−3=1013-3=10 électrons. (Le piège classique est d'oublier que l'ion, contrairement à l'atome neutre, n'a plus autant d'électrons que de protons.)
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