Vers des entités plus stables

Vers des entités plus stables

Pourquoi les atomes forment-ils des ions ou des molécules ? Tout part d'une idée simple : imiter les gaz nobles.

À la fin de ce chapitre, tu sauras :

justifier la stabilité des gaz nobles ; prévoir la formation des ions monoatomiques courants par recherche de la configuration d'un gaz noble ;

interpréter un schéma de Lewis (doublets liants et non liants) ; comparer des énergies de liaison.

Rappel : configuration électronique (Z ⩽ 18)

Les électrons d'un atome se répartissent en sous-couches notées 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, dans cet ordre de remplissage.

1s 2 e⁻ max 2s / 3s 2 e⁻ max 2p / 3p 6 e⁻ max Couche de valence

La couche de valence est la dernière couche occupée, celle qui pilote la chimie de l'atome.

Les gaz nobles : He, Ne, Ar

Famille des gaz nobles Les gaz nobles (He, Ne, Ar…) ont leur couche de valence saturée : 2 e⁻ pour He, 8 e⁻ pour Ne et Ar.

Configurations électroniques de He, Ne et Ar He, Ne, Ar, couche de valence saturée He (Z=2) 1s^2 Ne (Z=10) 1s^2 2s^2 2p^6 Ar (Z=18) ... 3s^2 3p^6

Stabilité chimique : la grande idée

Principe de stabilité Les atomes des autres éléments ont une couche de valence non saturée : ils sont instables. Ils tendent à atteindre la configuration du gaz noble le plus proche dans la classification.

Pour y parvenir, deux stratégies :

Former un ion Gagner ou perdre des électrons de valence.

Former une molécule Mettre en commun des électrons avec d'autres atomes (liaisons covalentes).

Formation des ions monoatomiques

Ion monoatomique Atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons pour adopter la configuration du gaz noble le plus proche.

Cation (charge +) L'atome perd ses électrons de valence.

Exemple Na (… 3s¹) → Na⁺ + 1 e⁻ Configuration finale : celle de Ne.

Anion (charge −) L'atome gagne les électrons qui lui manquent.

Exemple Cl (… 3s² 3p⁵) + 1 e⁻ → Cl⁻ Configuration finale : celle de Ar.

Méthode La charge d'un ion se déduit du tableau périodique : on compare le nombre d'électrons de valence avec celui du gaz noble le plus proche.

Ions monoatomiques à connaître

Quelques ions à mémoriser, leur charge se justifie par la règle de stabilité :

Cations H⁺, ion hydrogène Na⁺, ion sodium K⁺, ion potassium Mg²⁺, ion magnésium Ca²⁺, ion calcium Anions F⁻, ion fluorure Cl⁻, ion chlorure Solide ionique

Un solide ionique est une espèce chimique stable, électriquement neutre, composée d'anions et de cations en proportions équilibrées (ex : NaCl, CaF₂).

Formation des molécules

Molécule Ensemble d'atomes reliés entre eux par des liaisons covalentes. Chaque liaison correspond à la mise en commun de 2 électrons, ce qui permet à chaque atome d'atteindre la configuration d'un gaz noble.

Ces 2 électrons partagés forment un doublet liant. Les électrons restants de la couche de valence se regroupent par paires en doublets non liants portés par un seul atome.

Pourquoi 2 électrons par liaison ?

Parce que chaque liaison « compte » dans le décompte de la couche de valence des deux atomes liés : un H lié à un O voit 2 électrons (le doublet liant), suffisant pour son duet ; l'O voit ces mêmes 2 électrons en plus de ses doublets non liants, pour atteindre l'octet.

Schéma de Lewis : doublets liants et non liants

Schéma de Lewis Modélisation d'une molécule où :

chaque atome est représenté par son symbole ;

un doublet liant (2 e⁻ partagés) est figuré par un tiret entre deux atomes ;

un doublet non liant (2 e⁻ d'un seul atome) est figuré par un tiret porté par l'atome.

Schéma de Lewis de la molécule d'eau avec doublets liants et non liants

Schéma de Lewis de H₂O : repère les deux types de doublets.

Au lycée Le schéma de Lewis est fourni : on apprend à le lire et à identifier les doublets, pas à le construire.

Stabilité justifiée par les liaisons

Sur un schéma de Lewis, on vérifie que chaque atome respecte la règle du duet (pour H) ou de l'octet (pour C, N, O…).

Schéma de Lewis du méthanol justifiant la stabilité de chaque atome

Méthanol CH₃OH, chaque H respecte le duet, chaque C et O respecte l'octet Décompte sur CH₃OH

Chaque H : 1 doublet liant = 2 e⁻ → duet. Le C : 4 doublets liants = 8 e⁻ → octet. L'O : 2 doublets liants + 2 doublets non liants = 8 e⁻ → octet.

Énergie de liaison

Énergie de liaison Énergie nécessaire pour rompre une liaison covalente (à l'état gazeux). Plus elle est grande, plus la liaison est solide.

Lors d'une réaction chimique, des liaisons se rompent (énergie absorbée) et de nouvelles liaisons se forment (énergie libérée). C'est la base de l'énergétique chimique.

Approche qualitative Au programme de Seconde : reconnaître qu'une liaison existe et peut être rompue. Les valeurs précises d'énergie de liaison sont vues plus tard.

Ce qu'il faut retenir

Les gaz nobles (He, Ne, Ar) ont une couche de valence saturée → grande stabilité chimique.

Les autres atomes tendent à atteindre la config du gaz noble le plus proche en gagnant, perdant ou partageant des électrons.

Cation = atome qui a perdu des e⁻ ; anion = atome qui a gagné des e⁻. À connaître : H⁺, Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, F⁻, Cl⁻.

Une molécule est un assemblage d'atomes liés par des liaisons covalentes (doublets liants partagés).

Sur un schéma de Lewis, on identifie les doublets liants (entre 2 atomes) et non liants (sur un seul atome).

L'énergie de liaison est l'énergie nécessaire pour rompre une liaison covalente.