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Électron

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Un atome d'hélium avec en jaune les électrons.

L'électron est un composant élémentaire de la matière. Il a été découvert en 1897 par JJ Thomson. Certains électrons sont libres, c'est le cas dans le courant électrique par exemple. Mais la plupart des électrons dans la nature sont prisonniers d'un atome.

L'électron porte une charge électrique négative. Le proton porte une charge identique mais positive. C'est pour cela qu'ils s'attirent et forment les atomes. C'est aussi pour cette raison qu'il y a autant de protons que d'électrons dans un atome.

La masse d'un électron est environ 1 000 fois plus petite que celle d'un proton ou d'un neutron.

Plusieurs atomes peuvent se coller entre eux pour former une molécule. La "colle" provient de la mise en commun de certains électrons entre tous les atomes. Les réactions chimiques s'expliquent par des échanges d'électrons entre molécules. Elles sont étudiées par la chimie.

Orbitales[modifier | modifier le wikicode]

Les orbitales s et p

En physique quantique de la Mécanique quantique, les électrons ne sont pas en orbite en un endroit précis autour du noyau, comme des planètes décrites par la mécanique classique ( Lois du mouvement de Newton pour une particule localisée en un seul point ), mais, selon la Mécanique quantique, sont délocalisés en nuages d'Onde quantiques dans une zone appelée fonction d'onde en orbitales dans l'espace autour du noyau.

Donc une orbitale correspond à une zone où un électron à 95% (par convention) de chance de s'y trouver lorsqu'on fait une mesure de sa position par exemple avec un Microscope électronique qui envoie des électrons très rapides sur les atomes pour voir les électrons et les atomes.

L'Équation de Schrödinger est l'équation d'Onde en Mécanique quantique qui détermine la fonction d'onde d'un électron autour d'un noyau comme un proton.

Les orbitales sont classées par leur distance du noyau central et leur énergie par le nombre orbital n = 1, 2, 3 .. C'est un peu analogue à une planète plus ou moins loin du Soleil, pour mieux se repérer.

forme des orbitales
orbitales et formes des électrons à énergie croissantes

Ainsi pour chaque distance au noyau fixée par le nombre n, on calcule des formes différentes d'orbitales différents avec des moments angulaires cinétiques l croissantes ou nombre quantique azimutal: s de forme sphérique, p allongée, d, f, g, h et i avec des symétries géométriques différentes de simples à complexes et des énergies croissantes. C'est un peu analogue à la forme de l'orbite d'une planète autour du Soleil, avec une forme d'Ellipse plus ou moins allongée dans des diverses directions.

Il existe une orbitale de type n=1 et forme s, soit 1s s état fondamental d'énergie minimale avec une forme sphérique, puis le type n=2 et s soit 2s et pour n=2 trois orbitales de type p pointant chacune dans une des 3 directions de l'espace, x,y z, soit 2px, 2py,2pz, cinq de type d, et à chaque fois deux de plus pour chaque type.

L'orbitale s est de forme sphérique avec le noyau au centre, les trois orbitales p ont, quant à elles, une forme bilobée dans une des 3 directions de l'espace, avec le noyaux entre les deux lobes, il existe trois orbitales parce que pour les orbitales bilobées il existe trois orientations différentes.

En Mécanique quantique les électrons sont des particules avec une statistique de Fermi avec un spin 1/2, avec 2 états + ou -, du moment de rotation interne de l'électron sur lui même qui produit un moment magnétique qui est observé en optique et par résonance électronique, similaire à la Résonance magnétique nucléaire sur les moments magnétiques électroniques au lieu du moment magnétique des noyaux nucléaires de la Résonance magnétique nucléaire.

Cette statistique de Fermi a pour conséquence le principe de Pauli de la Mécanique quantique qui impose que deux électrons ne peuvent pas être dans le même état ou la même fonction d'onde quantique, qui est le produit de la fonction orbitale avec l'état de spin + ou -.

Donc on ne peut pas avoir plus que 2 électrons par orbitale + et - en spin.

Ainsi pour chaque atome on remplit les orbitales chacune avec 2 électrons les unes après les autres s p, d, f etc..


Prenons l'exemple du carbone qui possède 6 protons donc 6 électrons qui sont attirés par les protons, mais il ne sont pas tous à la même distance, au même endroit et au même moment.

Les électrons les plus proches du noyau des couches s internes ont une énergie la plus élevée. Ceux externes plus éloignés possèdent moins d'énergie que ceux proches.

Pour remplir les orbitales, les électrons obéissent à trois règles déterminées par le principe de Pauli et le spin de l'électron :

ils remplissent les orbitales en ordre croissant (de l'orbitale le plus près à l'orbitale le plus loin),

il ne peut y avoir que deux électrons par orbitale, de spin soit + soit - ,

il n'y a pas sur une orbitale d'électrons avec le même spin + ou - de rotation interne à l'électron.

Pour le carbone, les électrons se situent dans l'orbitale 1s (2 électrons), 2s (2 électrons) et 2p (2 électrons) avec une orbitale vide, 2+2+2=6, on a donc bien 6 électrons. Le carbone possède des électrons dits "célibataires" ainsi que des électrons "pairés", "appariés" ou "doublets" avec un autre électron. Ce carbone s’appelle le carbone fondamental, mais il existe sous forme excité, symbolisé par C*, dans la nature, en effet, dans le cas du carbone, l'orbitale 1s possède 2 électrons, l'orbitale 2s ne possède plus qu'un électron, et 3 électrons dans l'orbitale 2p. Les électrons dans les orbitales 2s et 2p sont célibataires.

Électrons de valence[modifier | modifier le wikicode]

Les différents orbitales du carbone fondamental.

Les électrons de valence correspondent aux électrons situés sur la dernière orbitale, ce sont eux qui vont interagir avec d'autres atomes. Les autres électrons sont appelés électrons de cœur. Il y a toujours moins d'électron de valence que d'électron de coeur, sauf dans les éléments les plus légers comme le carbone. Dans le cas du carbone fondamental, il y a 4 électrons de valence contre 2 électrons de cœur.

On peut facilement trouver le nombre d'électron de valence d'un atome en regardant le groupe auquel il appartient (groupe 1= 1 électron de valence...), le carbone appartient au groupe 4, (donc il possède bien 4 électrons de valence).

Formule de Lewis[modifier | modifier le wikicode]

Cas de la molécule neutre[modifier | modifier le wikicode]

Formule de Lewis du méthane

Dans la formule de Lewis on représente chaque atome avec ses électrons de valence, on doit utiliser un symbole différent. Pour le méthane (CH4), on a donc le carbone avec ses quatre électrons de valence et les quatre hydrogènes avec chacun un électron de valence.

En chimie organique, du fait que les molécules peuvent comporter un grand nombre d'atome, on utilise rarement la formule de Lewis, on préférera utiliser la formule de Lewis simplifiée. En formule simplifiée, on représente chacune des liaisons, qui sont représentées en formule classique par deux symboles différents, en simplifié ne sont représentent que par un trait.

Dans le cas de l'ammoniac (NH3), l'azote possède 5 électrons de valence, et chaque hydrogène possède 3 électrons de valence. Il y a donc deux électrons de valence non liés qui forment un doublet. En Lewis simplifié, on ne simplifie pas le doublet d'électron.

Cas de la molécule chargée[modifier | modifier le wikicode]

Si un atome perd un électron de valence ou possède trop de liaison, il est alors chargé positivement (plus de protons que d'électrons), on appelle cela un cation. Dans la formule de Lewis, on représente l'électron perdu par un +

Si un atome gagne un électron de valence, il est alors chargé négativement (plus d'électrons que de protons), on appelle cela un anion. Dans la formule de Lewis, on représente l'électron gagné par un -.

Voir aussi[modifier | modifier le wikicode]

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