Stabilité des entités chimiques : cours de Seconde

Dans ton environnement, certaines substances ne réagissent presque jamais, alors que d'autres se transforment au moindre contact. L'hélium des ballons de fête reste de l'hélium pendant des années. À l'inverse, le sodium métallique réagit vivement avec l'eau. Pourquoi une telle différence entre deux types d'atomes ?

La réponse se trouve dans le cortège électronique, c'est-à-dire la façon dont les électrons de l'atome sont répartis autour du noyau. Tu as déjà vu que le noyau contient des protons (charge positive) et des neutrons, et que les électrons (charge négative) l'entourent. Tu as aussi utilisé le tableau périodique pour retrouver le numéro atomique $Z$ d'un élément. Dans ce chapitre, tu vas relier ces deux idées : la position d'un élément dans le tableau et la répartition de ses électrons te permettent de prévoir comment il se comporte chimiquement.

Le programme de Seconde met en avant un fait précis : la configuration électronique des atomes de gaz nobles est responsable de leur stabilité chimique remarquable, et cette idée sert à prévoir la charge des ions monoatomiques ¹. Tout le chapitre découle de cette phrase. Nous allons d'abord apprendre à écrire une configuration électronique, puis à repérer ce qui rend celle des gaz nobles particulière, et enfin à en tirer la charge des ions.

Les électrons d'un atome ne se placent pas n'importe où. Ils occupent des couches, numérotées 1, 2, 3… en partant du noyau. Chaque couche est elle-même divisée en sous-couches, notées par une lettre : $s$, $p$… Chaque sous-couche ne peut accueillir qu'un nombre limité d'électrons.

Les gaz nobles forment la dernière colonne du tableau périodique. Pour les éléments dont $Z$ ne dépasse pas 18, on rencontre l'hélium, le néon et l'argon. Écrivons leur configuration électronique avec la méthode précédente.

Observe la dernière colonne du tableau. Pour le néon et l'argon, la couche externe contient 8 électrons, répartis en $s^2\,p^6$ : les sous-couches de cette couche sont toutes pleines. Pour l'hélium, l'unique couche occupée (la couche 1) est elle-même pleine avec 2 électrons.

C'est cette configuration à couche externe pleine qui explique la stabilité chimique remarquable des gaz nobles ¹. Un atome qui a déjà toutes ses places occupées sur sa couche externe n'a aucune raison de gagner ou de perdre des électrons : il reste tel quel et ne forme pratiquement aucune combinaison avec les autres atomes.

La plupart des atomes n'ont pas une couche externe saturée. Le sodium, par exemple, a un unique électron sur sa couche 3, alors que la couche 2 qui est juste en dessous est pleine à 8 électrons. Que peut faire cet atome pour atteindre une configuration plus stable ?

Deux stratégies existent. Dans les deux cas, ce sont les électrons qui bougent. Le noyau, lui, ne change pas : il garde ses protons et ses neutrons.

Tu n'as pas besoin de réécrire toute la configuration à chaque fois. Le tableau périodique range les éléments de telle sorte que ceux d'une même colonne possèdent le même nombre d'électrons de valence. Ils forment donc des ions de même charge.

Cette régularité fait gagner beaucoup de temps. Si tu sais que le lithium et le sodium forment des ions $+1$, tu peux prévoir sans calcul le comportement des autres éléments de la même colonne. De même, l'oxygène et le soufre se ressemblent : le soufre ($Z = 16$) a pour configuration $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4$, donc 6 électrons de valence, et forme l'ion $\text{S}^{2-}$, comme l'oxygène forme $\text{O}^{2-}$.

Perdre ou gagner des électrons n'est pas la seule solution. Un atome peut aussi partager des électrons avec un autre atome pour compléter sa couche externe. Les entités formées ainsi s'appellent des molécules ; tu les étudieras en détail dans le chapitre suivant. Retiens simplement ici que le but reste le même : retrouver, pour chaque atome, une couche externe saturée.