L'atome, la classification périodique et la liaison chimique

Introduction

Toute matière, vivante ou inerte, est constituée d'atomes qui s'associent en molécules. Comprendre le comportement de la matière — et donc le fonctionnement du corps humain — suppose de comprendre d'abord la structure des atomes, puis la nature des liaisons qui les unissent. La chimie se définit comme la science qui étudie le comportement des atomes et des molécules pour comprendre celui de la matière. Un exemple simple l'illustre : le monoxyde de carbone (CO) et le dioxyde de carbone (CO2), pourtant très proches par leur formule, ont des propriétés radicalement différentes — le premier est un gaz mortel qui se fixe sur le fer de l'hémoglobine à la place de l'oxygène, le second est un déchet métabolique normal.

Nous étudierons successivement la structure de l'atome, la classification périodique des éléments, puis la liaison chimique.

I. L'atome

A. Le modèle de Bohr

• L'atome comprend un noyau (protons, charge +, et neutrons, non chargés, quasiment toute la masse) entouré d'électrons (charge -) répartis sur des couches (orbites) d'énergie croissante.
• Un atome est caractérisé par le couple {Z, A} : Z = numéro atomique (nombre de protons, caractéristique de l'élément chimique), A = nombre de masse (A = Z + N, N = nombre de neutrons). Nombre maximal d'électrons par couche : 2n².
• Ce modèle reste valable pour les éléments de numéro atomique inférieur à 19 ; au-delà, il faut recourir au modèle quantique.

B. Le modèle quantique (Schrödinger)

• La mécanique quantique introduit le principe d'incertitude d'Heisenberg (impossibilité de connaître simultanément et précisément la position et la vitesse d'un électron) et la dualité onde-corpuscule de l'électron. On ne parle plus de trajectoire mais d'orbitale : région de l'espace où la probabilité de présence de l'électron dépasse 95 %.
• L'état d'un électron est décrit par 4 nombres quantiques :

C. Configuration électronique

• La configuration électronique décrit la distribution des électrons d'un atome dans les différents niveaux d'énergie. Elle s'établit en appliquant 4 règles :
• Principe de stabilité (énergie croissante) : on remplit d'abord les niveaux de plus basse énergie.
• Principe d'exclusion de Pauli : deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir leurs 4 nombres quantiques identiques (au maximum 2 électrons de spins opposés par orbitale).
• Règle de Hund : pour des orbitales de même énergie, on occupe le maximum d'orbitales avec des spins parallèles avant d'apparier les électrons.
• Règle de Klechkowski (n+l minimal) : l'ordre de remplissage suit les valeurs croissantes de (n+l) — d'où le remplissage de 4s avant 3d (ex. le fer : 26Fe = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶, soit 3d⁶4s² par ordre de taille).
• Électrons de valence : ceux de la couche externe (nmax), responsables des propriétés chimiques et des liaisons ; pour les éléments du bloc d, la configuration de valence regroupe nmax et nmax-1 non saturée.

• Configuration d'un ion : on retire (cation) ou on ajoute (anion) des électrons à la configuration de l'atome neutre, en retirant en priorité les électrons de plus haute énergie/plus grand n (ex. Fe³⁺ perd 2 électrons de 4s puis 1 de 3d).

II. La classification périodique des éléments

• Les éléments sont classés par numéro atomique croissant en lignes (périodes), correspondant au nombre de couches électroniques occupées, et en colonnes (familles ou groupes), regroupant des éléments de même configuration électronique de valence et donc de propriétés chimiques similaires.

• Tendances périodiques : le rayon atomique augmente de haut en bas d'une colonne (ajout de couches) et diminue de gauche à droite d'une période (charge nucléaire croissante). L'électronégativité (capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison) et l'énergie d'ionisation augmentent de gauche à droite et de bas en haut.

• Deux éléments d'une même colonne ont le même nombre d'électrons de valence et des propriétés chimiques analogues ; deux éléments d'une même période ont leurs électrons externes sur la même couche (n identique) mais des propriétés différentes.

III. La liaison chimique

A. Règle de l'octet et types de liaisons

• Selon la règle de l'octet, un atome tend à acquérir, par formation de liaisons ou par ionisation, la configuration électronique stable du gaz noble le plus proche (8 électrons de valence).
• Liaison ionique : transfert complet d'un ou plusieurs électrons entre deux atomes d'électronégativités très différentes (ex. NaCl : Na⁺ + Cl⁻).
• Liaison covalente : mise en commun d'une (ou plusieurs) paire(s) d'électrons entre deux atomes, formée par recouvrement d'orbitales atomiques. Covalente pure si les électronégativités sont voisines ou identiques, covalente polaire si elles diffèrent modérément (le doublet est alors plus proche de l'atome le plus électronégatif).
• Liaison métallique et liaison hydrogène (interaction faible entre un atome d'hydrogène lié à un atome très électronégatif — O, N, F — et un doublet non liant voisin) complètent les grands types de liaisons.

B. Liaisons σ et π, hybridation

• Liaison σ (sigma) : recouvrement axial d'orbitales atomiques, toujours présente, la plus forte. Liaison π (pi) : recouvrement latéral d'orbitales p, s'ajoute à une liaison σ pour former une liaison multiple. Une liaison double = 1σ + 1π ; une liaison triple = 1σ + 2π.
• Hybridation des orbitales du carbone : sp³ (4 liaisons simples, géométrie tétraédrique, ex. CH4), sp² (1 liaison double, géométrie plane trigonale, angles de 120°, ex. C2H4), sp (1 liaison triple ou 2 doubles cumulées, géométrie linéaire, ex. C2H2).

C. Géométrie moléculaire (modèle VSEPR de Gillespie)

• Le modèle VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) prédit la géométrie d'une molécule AXmEn (A = atome central, X = liaisons, E = doublets non liants) en maximisant la distance entre les paires d'électrons de l'atome central.

Conclusion

La structure de l'atome, décrite par le modèle quantique de Schrödinger et ses quatre nombres quantiques, détermine la configuration électronique et donc la position d'un élément dans la classification périodique. Cette position conditionne à son tour ses propriétés chimiques : rayon atomique, électronégativité, tendance à former des cations ou des anions. La liaison chimique — ionique, covalente pure ou polaire, simple ou multiple (σ/π) — et la géométrie moléculaire qui en résulte (modèle VSEPR) forment le socle indispensable à la compréhension des fonctions organiques et de la stéréochimie, objets du chapitre suivant.