Électrons de valence

Électrons de valence

Couche de valence

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La couche de valence (ou couche périphérique) d'un atome est sa dernière couche électronique, c’est-à-dire la plus éloignée du noyau. Elle est caractérisée par le nombre quantique principal le plus élevé.

Ce sont les électrons de la couche de valence, appelés électrons de valence, qui interviennent dans les liaisons chimiques.

La configuration électronique d'un élément est donnée habituellement de façon condensée en ne faisant apparaître de façon explicite que les électrons dans la couche de valence. Les électrons de cœur, qui appartiennent aux couches pleines de nombre quantique principal inférieur, sont représentés par la configuration du gaz rare correspondant.


Sommaire

Les électrons de valence dans le tableau périodique

À l'exception des éléments de transition, la notation en chiffres romains en en-tête de chaque colonne du tableau périodique représente le nombre d’électrons de valence des éléments du groupe.

Groupe nombre d'électrons
de valence
groupe 1 (I) (métaux alcalins) 1
groupe 2 (II) (métaux alcalino-terreux) 2
groupe 13 (III) 3
groupe 14 (IV) (cristallogènes) 4
groupe 15 (V) (pnictogènes) 5
groupe 16 (VI) (pnictogènes) 6
groupe 17 (VII) (halogènes) 7
groupe 18 (VIII or 0) (gaz nobles) 8 (sauf He : 2)

Les métaux de transition (groupes 3 à 12) ne figurent pas dans ce tableau, car pour ces éléments il faut décompter les électrons de la couche d dans leur configuration électronique.

Le rôle de l’électron de valence dans les réactions chimiques

En chimie, les éléments qui ont un même nombre d’électrons de valence ont des propriétés chimiques similaires.

  • Dans le groupe I, les alcalins (ex: le lithium) ne contiennent qu’un électron de valence, ce qui est en commun avec tous les autres métaux alcalins. Tous ces éléments sont des métaux très réactifs particulièrement avec les halogènes pour former des composés ioniques. De plus, ces métaux réagissent très vigoureusement avec l’eau comme par la réaction entre un bloc de sodium solide avec l’eau.

2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)

  • Tel que mentionné précédemment, dans le groupe VII, les halogènes ont 7 électrons de valence. À 298K et 1 atm, le fluor, le chlore, le brome et l’iode sont des molécules diatomiques dont certaines sont des gaz. Lorsque dissociées, ces molécules (halogènes) diatomiques deviennent des éléments très réactifs en particulier avec certains alcalins et certains alcalino-terreux. Pour former des composés ioniques. Ces halogènes (toujours sous forme monoatomique) réagissent également avec l’hydrogène et le carbone entre autres pour former des composés covalents.

Les éléments du groupe 1 n’ont qu’un seul électron de valence. Cet électron est relativement éloigné du noyau (sauf pour l’hydrogène) dû à la présence des électrons internes qui forment un écran. Cet électron, plus faiblement retenu au noyau, est par conséquent facilement éjectable. Il en va de même avec les deux électrons de valences des alcalino-terreux. À l’autre extrême du tableau périodique, la forte réactivité des électrons des halogènes est entre autres explicable par leur forte affinité électronique, c’est-à-dire leur grande capacité à capter un électron en phase gazeuse. Les halogènes possèdent tous une configuration électronique ns2 np5. Une orbitale p reste à moitié pleine et est capable de d’accepter facilement un électron. Ces tendances expliquent entre autres pourquoi les réactions entre alcalins et halogènes ainsi qu’entre alcalino-terreux et halogènes sont généralement très exothermiques.


Les électrons de valence et l’énergie d’ionisation

L’énergie d’ionisation est l’énergie requise pour arracher un électron de valence d’un atome ou d’un ion. L’énergie d’ionisation indique à quel point un atome en particulier retient ses électrons de valence. Lorsque l’énergie d’ionisation est élevée, l’atome retient fortement ses électrons de valence. Au contraire, lorsque l’énergie d’ionisation est faible, l’atome perd facilement ses électrons de valence. D’ailleurs, l’énergie de première ionisation, I1, est l’énergie nécessaire pour extraire l’électron le moins fortement retenu au noyau. À remarquer que la valeur de I1 est beaucoup plus petite que la valeur de I2 (énergie de deuxième ionisation) et ainsi de suite. Plus l’électron est loin du noyau, plus il est facile de l’extraire. Au contraire, plus l’électron est proche du noyau, plus il faut de l’énergie pour l’extraire. D’ailleurs, les électrons internes possèdent une énergie d’ionisation de beaucoup supérieure à celle des électrons de valence. Le tableau suivant démontre bien ce concept.

Energie d'ionisation des éléments de la deuxième période
Elements nombre d'électrons
de valence		 Energie d’ionisation (kJ/mol)
1re 2e 3e 4e 5e 6e 7e 8e
Li 1 520 7300
Be 2 900 1760 14850
B 3 800 2430 3660 25020
C 4 1090 2350 4620 6220 37830
N 5 1400 2860 4580 7480 9440 53270
O 6 1310 3390 5300 7470 10980 13330 71330
F 7 1680 3370 6050 8410 11020 15160 17870 92040
Ne 8 2080 3950 6120 9370 12180 15240 20000 23070

Exemple

Pour l'élément P, qui possède 15 électrons, la configuration électronique est (1s)2(2s)2(2p)6(3s)2(3p)3 (la somme des exposants est égale au nombre d'électrons).

En notation condensée cela donne : Ne(3s)²(3p)³. La couche de valence est ici la couche caractérisée par le nombre quantique principal n = 3.

La loi de couche de valence: le n le plus elevé + le d qui contiens moins de 10 electrons

Notes et références

  1. Petrucci R.H., Harwood W.S. et Herring F.G., General Chemistry (8e édition, Prentice-Hall 2002), p.339
  2. Silberberg, M.S., Chemistry: The molecular nature of Matter and Change (3e édition, McGraw-Hill 2009), p. 299-303
  3. Miessler G.L. et Tarr, D.A., Inorganic Chemistry (2e édition, Prentice-Hall 1999). p.48
  4. "Electrical Engineering Training series"(http://www.tpub.com/neets/book1/chapter1/1d.htm)
  5. "Valence electrons"(http://dl.clackamas.cc.or.us/ch104-06/valence_electrons.htm)
  6. "Ionization energy"(http://highered.mcgraw-hill.com/sites/dl/free/0078807239/602886/Ionization_Energy.pdf)



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