Le chapitre du lycée n'est pas celui du collège
Au collège, on écrit la répartition des électrons en couches : (K)2(L)8(M)1 pour le sodium, et l'on retient deux règles, celle du duet et celle de l'octet. C'est juste, et c'est exactement ce que la page remplacée enseignait.
Le programme de seconde demande autre chose. Il écrit les configurations en SOUS-COUCHES — « configuration électronique (1s, 2s, 2p, 3s, 3p) d'un atome à l'état fondamental » — et introduit la notion d'électrons de valence. Les mots « duet » et « octet » n'y figurent pas une seule fois ; « (K) » non plus.
Ce n'est pas une coquetterie de vocabulaire. C'est la dernière sous-couche remplie qui donne le BLOC — s ou p —, donc la colonne dans le tableau périodique, donc la famille chimique, donc les propriétés. L'écriture en couches ne permet pas de la trouver.
Et la moitié de l'entrée manquait : le modèle de Lewis, les doublets liants et non-liants, l'énergie de liaison. Ces cinq fiches couvrent l'entrée entière, dans l'ordre où le programme la pose.
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La configuration électronique de l'état fondamental
La notation du lycée, et pourquoi elle remplace celle du collège.
Les sous-couches se remplissent dans l'ordre que le programme énumère — 1s, 2s, 2p, 3s, 3p —, chacune jusqu'à sa capacité : deux électrons pour une sous-couche s, six pour une sous-couche p.
La vérification est immédiate et coute peu : la somme des exposants doit redonner le numéro atomique. Un atome est neutre, son nombre d'électrons est donc son Z ; c'est ce qui permet aussi de retrouver l'élément quand on ne donne que la configuration.
La troisième question de la première fiche est celle qui justifie tout le reste : pourquoi abandonner (K)2(L)8(M)1 ? Parce que la couche L se sépare en 2s et 2p, que l'écriture en couches ne distingue pas — et que c'est la dernière sous-couche remplie qui donne la colonne dans le tableau.
Le dernier exercice fait rejeter une écriture impossible : « 1s2 2s2 2p7 ». Une sous-couche p ne tient que six électrons ; le septième aurait dû aller sur la suivante. Ce n'est pas une erreur de calcul, c'est une impossibilité.
La somme des exposants redonne toujours Z : c'est la vérification qui coute le moins cher.
- 1s 2s 2p 3s 3p
- État fondamental
- Capacités
- Retrouver Z
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Les électrons de valence et la place dans le tableau
Toute la couche externe, pas seulement la dernière sous-couche.
Les électrons de valence sont ceux de la couche externe — la plus haute occupée. Pour le chlore, cela veut dire 3s ET 3p ensemble : sept, et non les cinq de la seule sous-couche p.
De là se déduit la place dans le tableau. La période est le numéro de la couche externe ; la colonne vaut le nombre d'électrons de valence dans le bloc s, et ce nombre plus dix dans le bloc p. Rien ne se retient, tout se calcule.
La chasse à l'erreur met en regard cinq copies, dont trois se trompent : l'une confond électrons totaux et électrons de valence, une autre ne compte que la sous-couche p, la troisième se trompe de bloc. Les trois se lèvent en écrivant la configuration en entier.
Le dernier exercice remonte la chaine dans l'autre sens : d'une position dans le tableau à la configuration, puis au symbole. C'est la capacité que le programme énonce dans les deux sens.
Une colonne du tableau est une famille chimique : mêmes électrons de valence, propriétés voisines.
- Couche externe
- Période
- Colonne
- Bloc s ou p
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Familles chimiques, et la stabilité des gaz nobles
Ce n'est pas le nombre d'électrons de valence qui fait le gaz noble : c'est la saturation.
Trois cases sont effacées du tableau périodique, et elles appartiennent toutes à la même famille : celle des gaz nobles, la seule que le programme demande explicitement d'identifier.
Leur point commun n'est pas un nombre mais un état : leur couche externe est SATURÉE. Deux électrons pour l'hélium, dont la couche externe est la première et n'en tient que deux ; huit pour le néon et l'argon.
La distinction compte, et la fiche la met à l'épreuve : l'hélium a deux électrons de valence comme le béryllium, et pourtant ils ne sont pas de la même famille. La couche du béryllium en tiendrait huit ; avec deux, elle est loin d'être pleine.
Le dernier exercice retourne le raisonnement vers les autres atomes : le sodium cède son unique électron de valence, le chlore en capte un. Chacun prend le chemin le plus court — c'est la règle, et elle dit ce qui coute le moins, non ce qui est possible.
« Saturée » ne veut pas dire « huit » : cela dépend de la couche, et la première n'en tient que deux.
- Colonne 18
- Saturation
- Alcalins
- Halogènes
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Les ions monoatomiques : charge, nom, formule
La charge se lit dans la colonne — et la règle a deux limites.
Un atome forme l'ion qui lui demande le moins d'électrons à céder ou à capter. Le sodium en cède un et se retrouve avec le cortège du néon ; l'oxygène en capte deux et se retrouve avec le même.
Le programme demande aussi de nommer ces ions et d'écrire leur formule à partir de leur nom : il énumère H+, Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Cl− et F−. Le nom se construit plutôt qu'il ne se retient — un cation garde le nom de l'élément, un anion prend le suffixe -ure. La seule exception à savoir est l'ion oxyde.
Le dernier exercice porte sur les deux cas que la règle ne couvre pas, et c'est peut-être le plus utile de la fiche. Le carbone est à égale distance de deux gaz nobles : quatre électrons à céder ou quatre à capter. La règle ne tranche pas, et le carbone ne forme effectivement pas d'ion monoatomique — il fait quatre liaisons.
Et l'ion hydrogène ne possède AUCUN électron : l'hydrogène n'en a qu'un, et en le perdant il ne reste que le noyau. H+ n'imite donc aucun gaz noble. C'est l'exception de la règle, et le programme le nomme pourtant en premier.
Le numéro atomique ne change jamais : c'est le nombre de protons, et c'est lui qui fait l'élément.
- Céder ou capter
- Le gaz noble imité
- -ure
- Deux limites
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Le schéma de Lewis, doublets liants et non-liants
Ce que le modèle moléculaire ne montre pas : les doublets non-liants.
C'est la moitié de l'entrée que la page remplacée ignorait entièrement. Dans le modèle de Lewis, chaque liaison est un doublet PARTAGÉ entre deux atomes ; les électrons de valence qui restent s'apparient en doublets non-liants.
Les doublets liants se comptent sur un modèle moléculaire — ce sont les bâtonnets. Les non-liants ne s'y voient pas : il faut les calculer, et c'est précisément ce que le schéma de Lewis ajoute au modèle.
Le programme demande d'exploiter ce schéma « pour justifier la stabilisation de cette entité, en référence aux gaz nobles ». Chaque hydrogène atteint deux électrons comme l'hélium ; l'oxygène, l'azote et le carbone atteignent huit comme le néon. L'hydrogène s'arrête à deux non par une règle particulière, mais parce que sa couche externe est la première.
La fiche se termine sur l'énergie de liaison, dont le programme demande une « approche » : trois liaisons à classer de la moins solide à la plus solide, et la remarque de fond — rompre une liaison demande de fournir de l'énergie, la former en libère autant. C'est la raison pour laquelle les atomes liés sont plus stables que les atomes isolés.
Une double liaison compte pour deux doublets liants : c'est ce qui permet au carbone d'en faire quatre avec deux voisins.
- Doublet liant
- Non-liant
- Comme un gaz noble
- L'énergie
Compétences travaillées
-
Écrire
Une configuration en sous-couches, pour Z ≤ 18.
-
Situer
L'élément dans le tableau, par sa configuration.
-
Prévoir
L'ion qu'un atome forme, et sa charge.
-
Justifier
La stabilité d'une molécule, par son schéma de Lewis.
Pourquoi les sous-couches remplacent les couches
Au collège, on répartit les électrons en couches K, L et M : deux, huit, huit. C'est suffisant pour comprendre pourquoi le sodium forme un ion positif, et la page que ces fiches remplacent le faisait très correctement.
Le programme de seconde écrit autrement : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p. La couche L se sépare en deux sous-couches, 2s qui tient deux électrons et 2p qui en tient six ; la couche M se sépare de même. Le nombre total d'électrons ne change pas — le sodium en a onze dans les deux écritures.
Ce qui change, c'est ce qu'on peut en tirer. La dernière sous-couche remplie donne le BLOC : s pour le sodium, p pour le chlore. Le bloc et le nombre d'électrons de valence donnent la colonne du tableau périodique. La colonne donne la famille chimique, et la famille donne les propriétés.
Autrement dit : l'écriture en couches permet de compter, l'écriture en sous-couches permet de situer. C'est pour cela que le programme de lycée demande la seconde, et c'est ce que la première fiche fait constater plutôt que de l'asséner.
Les deux cas où la règle du gaz noble ne dit rien
« Un atome tend vers la configuration du gaz noble le plus proche » : la règle est solide, et elle explique la plupart des ions monoatomiques du programme. Elle a deux limites, et les connaitre vaut mieux que de les rencontrer sans les avoir vues.
La première est le carbone — et le silicium, qui est dans la même colonne. Ils ont quatre électrons de valence : quatre à céder pour ressembler à l'hélium, ou quatre à capter pour ressembler au néon. Les deux chemins ont exactement la même longueur, et la règle ne tranche pas.
Ce n'est pas un défaut de la règle : c'est un fait sur ces atomes. Le carbone ne forme pas d'ion monoatomique, il forme quatre liaisons — et c'est ce qui fait toute la chimie organique. Le générateur de ces fiches refuse d'ailleurs de produire un ion pour un atome à égale distance de deux gaz nobles.
La seconde limite est l'ion hydrogène, que le programme nomme pourtant en premier dans sa liste. H+ ne possède aucun électron : l'hydrogène n'en a qu'un, et en le cédant il ne reste que le noyau, un proton nu. Il n'imite donc aucun gaz noble. La règle ne le produit pas, et il vaut mieux le dire que le passer sous silence.
Méthode et vérification
Contenu produit à partir du programme de physique-chimie de la classe de seconde générale et technologique : arrêté du 17 janvier 2019, BO spécial n° 1 du 22 janvier 2019, partie « Constitution et transformations de la matière », B) « Modélisation de la matière à l'échelle microscopique ». Le moteur `entites_seconde` remplit les configurations dans l'ordre des sous-couches, compte les électrons de valence sur la couche externe, déduit la position dans le tableau de la configuration et la confronte à celle que le module de quatrième calcule autrement, cherche l'ion stable en comparant les distances aux gaz nobles et refuse de trancher quand elles sont égales, et construit les schémas de Lewis en distribuant les électrons de valence.
- Programme de physique-chimie de la classe de seconde générale et technologique, arrêté du 17 janvier 2019 — BO spécial n° 1 du 22 janvier 2019. Notions et contenus : « Configuration électronique (1s, 2s, 2p, 3s, 3p) d'un atome à l'état fondamental et position dans le tableau périodique (blocs s et p). Électrons de valence. Familles chimiques. »
- Même entrée, « Vers des entités plus stables chimiquement » : « Stabilité chimique des gaz nobles et configurations électroniques associées. Ions monoatomiques. Molécules. Modèle de Lewis de la liaison de valence, schéma de Lewis, doublets liants et non-liants. Approche de l'énergie de liaison. »
- Mêmes capacités exigibles : « Déterminer les électrons de valence d'un atome (Z ≤ 18) à partir de sa configuration électronique à l'état fondamental ou de sa position dans le tableau périodique. […] Déterminer la charge électrique d'ions monoatomiques courants à partir du tableau périodique. Nommer les ions : H+, Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Cl-, F- ; écrire leur formule à partir de leur nom. Décrire et exploiter le schéma de Lewis d'une molécule pour justifier la stabilisation de cette entité, en référence aux gaz nobles, par rapport aux atomes isolés (Z ≤ 18). »
