Tableau périodique avec les électrons de valence

Que sont les électrons de valence ?

Les électrons remplissent des couches autour du noyau, et la couche occupée la plus externe est la couche de valence. Ses électrons sont les plus éloignés du noyau et les moins fortement retenus, ce sont donc ceux qui sont perdus, gagnés ou partagés lorsque les atomes se lient. Les éléments ayant le même nombre d’électrons de valence se comportent de façon semblable, ce qui explique pourquoi ils sont alignés dans le même groupe.

Beaucoup d’atomes réagissent de manière à avoir huit électrons dans leur couche externe, un schéma appelé règle de l’octet (l’hydrogène et l’hélium sont stables avec deux). Le sodium, avec 1 électron de valence, le perd facilement, le chlore, avec 7, en gagne facilement un de plus, et les gaz nobles, qui ont déjà une couche pleine, réagissent rarement.

Trouver les électrons de valence à partir du numéro de groupe

Les éléments du groupe 1 ont 1 électron de valence et ceux du groupe 2 en ont 2. Pour les groupes 13 à 18, soustrayez 10 au numéro du groupe : le bore et l’aluminium du groupe 13 en ont 3, le carbone du groupe 14 en a 4, l’azote 5, l’oxygène 6, les halogènes 7 et les gaz nobles 8. L’hélium est l’exception du groupe 18, avec une première couche pleine de seulement 2.

En termes de configuration électronique, les électrons de valence d’un élément des groupes principaux sont ceux de ses sous-couches externes s et p. Le soufre, [Ne] 3s² 3p⁴, en a 2 + 4 = 6. Dans le tableau, chaque case indique le nombre, et la légende sous le tableau montre l’échelle de couleurs.

Métaux de transition, lanthanides et actinides

Pour ces métaux, le tableau compte les électrons de la couche la plus externe, qui sont normalement seulement les électrons s externes, si bien que la plupart affichent 2. Le fer, [Ar] 3d⁶ 4s², est indiqué avec 2, et le chrome et le cuivre, qui ont chacun un seul électron 4s, avec 1. Le palladium fait exception : sa configuration, [Kr] 4d¹⁰, n’a aucun électron dans la sous-couche 5s, il est donc indiqué avec ses 10 électrons d externes.

Gardez à l’esprit que les électrons d, et les électrons f des lanthanides et des actinides, peuvent aussi participer aux liaisons. C’est pourquoi le fer forme à la fois Fe²⁺ et Fe³⁺ et le manganèse peut atteindre +7. Pour ces métaux, le nombre indiqué est un point de départ, pas un décompte complet des électrons qu’ils peuvent utiliser.

Exemple résolu : l’oxygène

L’oxygène a pour numéro atomique 8 et pour configuration [He] 2s² 2p⁴. Sa couche externe, la deuxième, contient 2 + 4 = 6 électrons, ce qui correspond à sa place dans le groupe 16. Pour compléter un octet, il lui en faut deux de plus. Il peut les gagner pour former l’ion oxyde, O²⁻, ou les partager dans deux liaisons covalentes, comme dans l’eau (H₂O). Dans la structure de Lewis de l’eau, l’oxygène a deux doublets liants et deux doublets non liants, soit huit électrons au total.