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Les configurations électroniques

 

Dernière mise à jour : 2022.2.11

 

 

La configuration électronique d'un atome est la description de la répartition des électrons sur des couches autour du noyau. Chacune de ces couches a un certain niveau d'énergie, comparé au noyau. En général, plus la couche est éloignée du noyau, plus son énergie est élevée, mais du fait de leur charge, les électrons peuvent aussi influencer les niveaux d'énergie des autres électrons. En général, les couches les plus proches du noyau sont les premières remplies par les électrons mais il peut y avoir des exceptions du fait des répulsions.

 

L'électronégativité d'un élément est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément. La différence d'électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de la liaison chimique : covalente lorsque la différence est faible, ionique lorsque cette différence est plus importante...

 

(voir aussi : "Le Système Périodique, les séries, les métalloïdes")

Sommaire :

Couches électroniques

 

Exemples

 

Liaison ionique

 

Liaison covalente

 

Liaison par chélation

 

Côte pratique

Contenu :

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Les couches électroniques :

 

Le nombre de couches (= orbitales) d'électrons d'un atome détermine la période de l'élément. Chaque couche (K, L, M, N...) est divisée en différentes sous-couches (s, p, d, f,...), qui seront remplies dépendant du nombre d'électrons :

 

K        L               M                              N                                              O                                              P                                              Q

1s2     2s2  2p6   3s2  3p6   3d10        4s2  4p6   4d10    4f14             5s2  5p6   5d10    5f14            6s2  6p6   6d10    6f14            7s2

 

2         2      222   2      222   22222       2     222    22222  2222222      2      222   22222  2222222     2      222   22222   2222222     2

 

2         8              18                               32                                             32                                            32                                             2

 

 

Les couches et sous-couches seront d'une façon assez régulière remplies d'électrons dépendant du numéro atomique de l'élément, donc de son nombre de protons ou d'électrons :

 

 

Les deux spins d'une couche ne doivent donc pas toujours être remplis, avant d'entamer le remplissage de la couche suivante.

 

La cause de cette irrégularité s'explique non seulement par l'interaction entre le noyau positif et l'électron ajouté mais également par les forces de répulsion entre tous les électrons présents.

 

 

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Exemples :

 

Oxygène :

 

Numéro atomique/nombre d'électrons/nombre de protons : 8

Masse atomique : 16 (8 protons, 8 neutrons)

 

Couches :

 

K                 L

  2                6

  2                2             2      1      1

1s2             2s2          2p4

 

ud

 

ud

 

ud

u

u

 

u : électron avec un spin-up

d : électron avec un spin-down

 

Symbole :

 

 

.O.

 

 

Electrons de valence : 6 (électrons sur la couche externe L)

2 électrons spin-up impairs (points) et 2 duets (traits)

 

Stabilité :

Charge : neutre (+8 et –8)

Pour obtenir une structure stable (= 8 électrons (octet) sur la couche externe) : attirer 2 électrons

Le rayon ionique (ou atomique) s'élargit ainsi (mesure de la taille d'un ion).

 

Formation d'un ion : O2-

 

 

Calcium :

 

Numéro atomique/nombre d'électrons/nombre de protons : 20

Masse atomique : 40 (20 protons, 20 neutrons)

 

Couches :

 

K              L                                               M                                               N

2               8                                               8                                                 2

2               2              222                           2              222                             2

1s2           2s2          2p6                           3s2          3p6                             4s2

 

 

ud

 

ud

 

ud

ud

ud

 

ud

 

ud

ud

ud

 

ud

 

 

 

 

Symbole :

 

Ca :

 

Electrons de valence : 2 (électrons sur la couche externe N)

2 électrons spin-up impairs (points)

 

Stabilité :

Charge : neutre (+20 et –20)

Pour obtenir une structure stable (= 8 électrons (octet) sur la couche externe) : libérer 2 électrons

Le rayon ionique se rétrécit ainsi (mesure de la taille d'un ion).

 

Formation d'un ion : Ca2+

 

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LIAISON IONIQUE (liaison non-covalente)

 

Des ions sont des atomes ou groupes d'atomes chargés pouvant se déplacer dans un champ électrique.

 

Par transfert d'électrons entre deux atomes portant respectivement une valeur électronégative faible et élevée (affinité plus faible ou plus forte),  deux ions de charges opposées se forment (anion, cation), qui s'attirent pour former un système neutre sur le plan électrique. Mais, dans la molécule, les forces exercées par chacun des atomes diffèrent : la liaison est ionique (non-covalente).

 

Ces forces qui attirent deux ions de charge opposée sont assurées par l'interaction électrostatique. On les appelle les forces de Coulomb.

 

 

                

  Ca : +   .O.  ------>   CaO

                

 ou

 

  Ca2+  +   O2-  --->   CaO

 

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LIAISON COVALENTE

 

Lorsque 2 atomes identiques forment ensemble une molécule diatomique, par exemple (H - H) ou une molécule de fluor  (F - F), chacun des atomes met en commun un électron ; dans la molécule, les forces exercées par chacun des atomes sont identiques : la liaison est covalente. Les deux atomes partagent le même électron!

 

---> Dans la liaison ionique, l'affinité des deux éléments pour les électrons diffère : la liaison ionique est donc polaire.

 

Ces forces qui attirent deux atomes identiques sont nettement plus faibles que les forces de Coulomb dans la liaison ionique. On les appelle les forces de Van der Waals.

 

Dans une molécule, lorsque les atomes de part et d'autre de la liaison covalente ont des électronégativités différentes, l'atome le plus électronégatif attire davantage les électrons.  La molécule reste globalement neutre mais un champ électrique apparaît au sein de celle-ci, on dit que la liaison est polarisée ou que la molécule est polaire.

 

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LIAISON par CHELATION

 

Les chélateurs possèdent la propriété unique de former des complexes extrêmement stables (chélate) avec des métaux lourds et le calcium. Ils forment un complexe spécifique avec un métal (= chélaté), parce qu'ils possèdent moins de ligands potentiels.

 

Un ligand est un atome, un ion ou une molécule capable de participer comme partenaire-donneur dans 1 ou plusieurs liaisons de coordination (chélatantes).

.

Les ligands suivants participent dans l'organisme : -OH (hydroxyle), -COO (carboxyle), H2PO2 (phosphate), -SH (thiol), -NH2 (amine) et imidazole

 

 

Exemples naturels :

 

      • la vit B12 (cyanocobalamine) : chélation du Co

      • l'hémoglobine : chélation de l'atome de fer dans l'oxyhémoglobine (le groupement hème Fe2+ , ferro)

 

La plupart des métaux lourds présentent une forte affinité pour les groupes -SH. Le mécanisme d'action le plus important des métaux lourds (As, Hg, Cd) est formé par l'inactivation des enzymes SH dépendantes .

 

Le résultat d'une chélation est la formation d'un complexone, une structure annulaire (hétérocyclique), dans laquelle le métal est fixé par des liaisons de coordination hexadentées = Liaison par chélation.

 

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Côté pratique :

 

Thérapie par chélation :

 

 

 

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