◎Objectifs et prérequis
À la fin du chapitre, je sais…
- relier la stabilité chimique des gaz nobles à leur configuration électronique ;
- prévoir la charge d'un ion monoatomique courant à partir du tableau périodique ;
- écrire la formule d'un composé ionique électriquement neutre ;
- décrire une liaison covalente comme la mise en commun d'un doublet d'électrons ;
- établir le schéma de Lewis d'une molécule simple ;
- relier l'énergie de liaison à l'énergie nécessaire pour rompre une liaison.
Ce que je dois déjà savoir (chapitre 4)
- écrire la configuration électronique d'un atome (\(Z \le 18\)) ;
- compter ses électrons de valence ;
- situer un élément dans le tableau périodique (période, colonne) ;
- (collège) un ion est un atome qui a gagné ou perdu des électrons ; une molécule est un assemblage d'atomes.
?Point de départ : solitaires et sociables
L'hélium des ballons, le néon des enseignes lumineuses, l'argon des ampoules : ces gaz sont formés d'atomes isolés. Ils ne réagissent pratiquement avec rien. On les appelle gaz nobles (ou gaz rares).
Le sodium, métal mou, réagit violemment avec l'eau (chapitre 4). Le chlore est un gaz toxique. Mais ensemble, ils forment le chlorure de sodium, le sel de table, très stable. L'oxygène et l'hydrogène, eux, forment l'eau.
Qu'ont les gaz nobles de si particulier, et comment les autres atomes s'y prennent-ils pour leur ressembler ?
1La stabilité des gaz nobles
| Gaz noble | Configuration électronique | Électrons de valence |
|---|---|---|
| Hélium He (\(Z = 2\)) | \(1\text{s}^2\) | 2 |
| Néon Ne (\(Z = 10\)) | \(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\) | 8 |
| Argon Ar (\(Z = 18\)) | \(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6\) | 8 |
Leur dernière couche est complète : 2 électrons pour l'hélium (on parle de duet), 8 électrons pour les autres (on parle d'octet). Cette configuration les rend chimiquement très stables : ils n'ont pas tendance à gagner, perdre ou partager des électrons.
Au cours des transformations chimiques, les atomes des autres éléments évoluent de façon à acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans le tableau périodique :
- les atomes proches de l'hélium (H, Li, Be) cherchent à obtenir un duet (2 électrons sur la couche externe) ;
- les autres cherchent à obtenir un octet (8 électrons sur la couche externe).
Pour cela, ils peuvent perdre ou gagner des électrons (ils forment des ions), ou en mettre en commun avec d'autres atomes (ils forment des molécules).
2Les ions monoatomiques
Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Son noyau ne change pas (même \(Z\), même élément). Un ion qui a perdu des électrons est chargé positivement : c'est un cation. Un ion qui a gagné des électrons est chargé négativement : c'est un anion.
Sodium (\(Z = 11\)) : \(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^1\). Le gaz noble le plus proche est le néon (10 électrons). Le plus simple est de perdre l'unique électron de valence : on obtient \(\text{Na}^{+}\), de configuration \(1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\), celle du néon.
Chlore (\(Z = 17\)) : \(\dots 3\text{s}^2\,3\text{p}^5\). Le gaz noble le plus proche est l'argon (18 électrons). Il est plus simple de gagner 1 électron que d'en perdre 7 : on obtient \(\text{Cl}^{-}\), de configuration \(\dots 3\text{s}^2\,3\text{p}^6\), celle de l'argon.
| Colonne | Électrons de valence | L'atome… | Ion formé | Exemples |
|---|---|---|---|---|
| 1 | 1 | perd 1 électron | \(\text{X}^{+}\) | \(\text{H}^{+},\ \text{Li}^{+},\ \text{Na}^{+}\) |
| 2 | 2 | perd 2 électrons | \(\text{X}^{2+}\) | \(\text{Be}^{2+},\ \text{Mg}^{2+}\) |
| 13 | 3 | perd 3 électrons | \(\text{X}^{3+}\) | \(\text{Al}^{3+}\) |
| 16 | 6 | gagne 2 électrons | \(\text{X}^{2-}\) | \(\text{O}^{2-},\ \text{S}^{2-}\) |
| 17 | 7 | gagne 1 électron | \(\text{X}^{-}\) | \(\text{F}^{-},\ \text{Cl}^{-}\) |
| 18 | 8 (2 pour He) | ne change pas | aucun | gaz nobles |
Les éléments des colonnes 14 et 15 (C, Si, N, P) forment rarement des ions simples : ils devraient échanger 3 ou 4 électrons, ce qui est très coûteux en énergie. Ils forment plutôt des molécules.
La charge s'écrit en haut à droite : le nombre puis le signe (\(\text{Mg}^{2+}\), pas \(\text{Mg}^{+2}\)). Le chiffre 1 ne s'écrit pas : \(\text{Na}^{+}\), pas \(\text{Na}^{1+}\). Un ion \(\text{X}^{2+}\) a 2 électrons de moins que l'atome.
Simulation — De l'atome à l'ion
Choisis un élément. La simulation compare l'atome et l'ion qu'il forme : électrons perdus (en orange) ou gagnés (en vert), configuration obtenue et gaz noble imité.
3Les composés ioniques sont électriquement neutres
Dans un cristal de sel, des ions \(\text{Na}^{+}\) et \(\text{Cl}^{-}\) s'empilent en alternance, maintenus par l'attraction entre charges opposées. Un solide ionique contient toujours des cations et des anions en proportions telles que l'ensemble soit électriquement neutre.
La formule indique les proportions des ions, sans écrire les charges. On choisit les plus petits nombres qui rendent la charge totale nulle.
- \(\text{Na}^{+}\) et \(\text{Cl}^{-}\) : \((+1) + (-1) = 0\) → \(\text{NaCl}\)
- \(\text{Mg}^{2+}\) et \(\text{Cl}^{-}\) : \((+2) + 2\times(-1) = 0\) → \(\text{MgCl}_2\)
- \(\text{Al}^{3+}\) et \(\text{O}^{2-}\) : \(2\times(+3) + 3\times(-2) = 0\) → \(\text{Al}_2\text{O}_3\) (le corindon, l'alumine)
4La liaison covalente : partager pour être stable
Deux atomes d'hydrogène possèdent chacun 1 électron. S'ils mettent en commun leurs électrons, chacun « dispose » de 2 électrons : il atteint le duet de l'hélium. C'est ainsi que se forme la molécule de dihydrogène \(\text{H}_2\).
- Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons (un doublet liant) entre deux atomes. Chaque atome apporte en général un électron.
- Les électrons de valence qui ne participent pas à une liaison sont regroupés par deux en doublets non liants.
- Deux atomes peuvent partager 1, 2 ou 3 doublets : liaison simple, double ou triple.
Un atome forme autant de liaisons qu'il lui manque d'électrons pour atteindre le duet ou l'octet. Les électrons de valence restants forment des doublets non liants.
| Atome | Électrons de valence | Liaisons | Doublets non liants |
|---|---|---|---|
| H | 1 | \(2 - 1 = 1\) | 0 |
| C | 4 | \(8 - 4 = 4\) | 0 |
| N | 5 | \(8 - 5 = 3\) | \((5 - 3)/2 = 1\) |
| O | 6 | \(8 - 6 = 2\) | \((6 - 2)/2 = 2\) |
| F, Cl | 7 | \(8 - 7 = 1\) | \((7 - 1)/2 = 3\) |
À retenir : H forme 1 liaison, O en forme 2, N en forme 3, C en forme 4 (une liaison double compte pour 2, une triple pour 3).
5Le schéma de Lewis d'une molécule
Le schéma de Lewis d'une molécule représente tous ses électrons de valence : chaque doublet liant par un tiret entre deux atomes, chaque doublet non liant par un tiret placé autour d'un atome.
Dans un schéma de Lewis correct, chaque atome (sauf H) est entouré de 4 tirets au total (liants + non liants), soit 8 électrons : c'est l'octet. Chaque H est relié par 1 tiret : 2 électrons, c'est le duet. Pour compter, un doublet liant compte pour les deux atomes qu'il relie.
Simulation — Schémas de Lewis
Choisis une molécule. Active le décompte pour vérifier que chaque atome respecte la règle du duet ou de l'octet.
Tiret entre deux atomes : doublet liant. Tiret au bord d'un atome : doublet non liant. La géométrie dessinée est simplifiée (la forme réelle des molécules dans l'espace sera étudiée en Première).
6L'énergie de liaison
Une molécule ne se « défait » pas toute seule : pour séparer deux atomes liés, il faut leur fournir de l'énergie (en chauffant, en éclairant avec des rayons ultraviolets…).
L'énergie de liaison est l'énergie qu'il faut fournir pour rompre cette liaison et séparer les deux atomes. Plus elle est grande, plus la liaison est solide.
| Liaison | Énergie de liaison (eV) | Énergie de liaison (J) |
|---|---|---|
| H–H (dihydrogène) | 4,5 | \(7{,}2\times10^{-19}\) |
| O–H (eau) | 4,8 | \(7{,}7\times10^{-19}\) |
| O=O (dioxygène) | 5,2 | \(8{,}3\times10^{-19}\) |
| N≡N (diazote) | 9,8 | \(1{,}6\times10^{-18}\) |
Valeurs moyennes tabulées, arrondies. L'électronvolt est une unité d'énergie adaptée aux atomes : \(1\ \text{eV} = 1{,}602\times10^{-19}\ \text{J}\).
Entre deux mêmes atomes, une liaison triple est plus solide qu'une double, elle-même plus solide qu'une simple. La triple liaison du diazote \(\text{N}_2\) est l'une des plus solides : c'est pour cela que le diazote, qui forme 78 % de l'air, réagit très difficilement.
✎Méthode : établir un schéma de Lewis
Énoncé. L'ammoniac, de formule \(\text{NH}_3\), est utilisé pour fabriquer des engrais. Établir son schéma de Lewis.
Visualise le résultat dans la simulation ci-dessus (bouton NH₃).
!Erreurs fréquentes
Perdre des électrons (négatifs) rend l'ion positif. Le sodium perd un électron : \(\text{Na}^{+}\), pas \(\text{Na}^{-}\).
Un ion garde le même nombre de protons que l'atome : \(\text{Cl}^{-}\) a toujours 17 protons, mais 18 électrons.
L'eau s'écrit avec 2 doublets non liants sur O. Sans eux, O n'aurait que 4 électrons autour de lui.
H n'a qu'une liaison et aucun doublet non liant : la règle pour H est le duet.
On écrit \(\text{MgCl}_2\), pas \(\text{Mg}^{2+}\text{Cl}_2^{-}\). L'indice 2 indique deux ions chlorure pour un ion magnésium.
C'est l'inverse : il faut fournir de l'énergie pour rompre une liaison.
★L'essentiel
Stabilité
Les gaz nobles ont une couche externe complète (duet ou octet). Les autres atomes cherchent à obtenir la configuration du gaz noble le plus proche.
Ions
Colonnes 1, 2, 13 : perte de 1, 2, 3 électrons → \(\text{X}^{+},\ \text{X}^{2+},\ \text{X}^{3+}\). Colonnes 16, 17 : gain de 2, 1 électrons → \(\text{X}^{2-},\ \text{X}^{-}\). Composés ioniques neutres.
Liaison covalente
Mise en commun d'un doublet d'électrons. H : 1 liaison ; O : 2 ; N : 3 ; C : 4. Doublets non liants = (valence − liaisons) ÷ 2.
Lewis et énergie
Tirets liants et non liants ; 4 tirets autour de chaque atome sauf H (1). L'énergie de liaison est l'énergie à fournir pour rompre une liaison.
✓Quiz : vérifie que tu as compris
1. Le magnésium (\(Z = 12\)) forme l'ion :
2. L'ion \(\text{S}^{2-}\) (\(Z = 16\)) possède :
3. La formule du composé formé d'ions \(\text{Ca}^{2+}\) et \(\text{F}^{-}\) est :
4. Combien de liaisons covalentes forme un atome d'oxygène ?
5. Dans le schéma de Lewis de l'eau, l'atome d'oxygène porte :
6. Le diazote \(\text{N}_2\) réagit très difficilement car :
→S'entraîner et expérimenter
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