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Stabilité des entités : ions et molécules
Stabilité chimique des gaz nobles et configuration de valence, règles du duet et de l’octet ; ions monoatomiques : prévoir leur charge avec le tableau périodique, les nommer, écrire leur formule ; liaison covalente, doublets liants et non liants, décrire et compléter le schéma de Lewis d’une molécule (Z ≤ 18) pour justifier sa stabilité ; énergie de liaison
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Gaz nobles, règles du duet et de l’octet
En 3e, tu as vu que les éléments d’une même colonne forment des ions de même charge (Tableau périodique : éléments, périodes et familles). Le chapitre Le cortège électronique et le tableau périodique a montré comment les électrons se répartissent en couches et sous-couches. On explique maintenant pourquoi certains atomes restent seuls, alors que les autres forment des ions ou s’assemblent en molécules.
Des atomes stables. Les gaz nobles (hélium, néon, argon, krypton…) ne réagissent pratiquement avec aucune espèce chimique : on dit qu’ils sont chimiquement stables. Ce sont des gaz formés d’atomes isolés : ils ne forment ni ions ni molécules.
Une couche de valence saturée. Leur couche de valence est pleine : 2 électrons pour l’hélium (1s², un duet), 8 électrons pour les autres (ns² np⁶, un octet). C’est cette configuration de valence saturée qui explique leur stabilité.
| Gaz noble | Z | Configuration électronique | Couche de valence |
|---|---|---|---|
| hélium He | 2 | 1s² | 1s² : 2 électrons, couche n = 1 pleine (duet) |
| néon Ne | 10 | 1s² 2s² 2p⁶ | 2s² 2p⁶ : 8 électrons, couche n = 2 pleine (octet) |
| argon Ar | 18 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ | 3s² 3p⁶ : 8 électrons, sous-couches 3s et 3p pleines (octet) |
Les autres atomes ont une couche de valence incomplète : isolés, ils ne sont pas stables. Au cours des transformations chimiques, ils tendent à acquérir la configuration électronique de valence du gaz noble le plus proche dans le tableau périodique :
— règle du duet : les atomes proches de l’hélium (hydrogène, lithium, béryllium) tendent à avoir 2 électrons sur la couche n = 1 ;
— règle de l’octet : les autres atomes (Z ≤ 18) tendent à avoir 8 électrons sur leur couche externe.
Deux moyens d’y parvenir. Perdre ou gagner des électrons : l’atome devient un ion monoatomique (partie 2). Mettre des électrons en commun avec d’autres atomes : il se forme une molécule (parties 3 et 4).
Le lithium. Z = 3 : 1s² 2s¹. Le gaz noble le plus proche est l’hélium (Z = 2) : en perdant son électron 2s, le lithium garde 1s², un duet.
L’azote. Z = 7 : 1s² 2s² 2p³, soit 5 électrons de valence. Le gaz noble le plus proche est le néon (Z = 10) : il manque 3 électrons à l’azote pour avoir, comme lui, 8 électrons sur la couche n = 2.
Réflexe — pour un atome de Z ≤ 18, je repère le gaz noble le plus proche (hélium, néon ou argon) et je compte les électrons de valence en trop ou en moins ; une couche de valence pleine (2 pour l’hélium, 8 pour les autres) signe un atome stable.
Attention — « le plus proche » se lit avec les numéros atomiques. L’aluminium (Z = 13) est à 3 du néon (Z = 10) et à 5 de l’argon (Z = 18) : son gaz noble le plus proche est le néon. Le carbone (Z = 6) est à égale distance de l’hélium et du néon : il ne forme pas d’ion monoatomique courant, il met des électrons en commun. Et l’hélium n’a que 2 électrons de valence, mais sa couche n = 1 est pleine.
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Ions monoatomiques : charge, nom et formule
Formation d’un ion monoatomique. Un atome perd ou gagne des électrons de valence pour acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche. Son noyau ne change pas. Perdre k électrons donne un cation de charge +k e ; en gagner k donne un anion de charge −k e.
La charge se lit dans la colonne. Colonnes 1, 2 et 13 : l’atome perd ses 1, 2 ou 3 électrons de valence et prend la configuration du gaz noble de la période précédente. Colonnes 17 et 16 : il gagne 1 ou 2 électrons et prend celle du gaz noble de sa période. Dans les colonnes 14 et 15, il faudrait échanger 3 ou 4 électrons : ces éléments forment surtout des liaisons covalentes (parties 3 et 4).
| Colonne | 1 | 2 | 13 | 14 et 15 | 16 | 17 | 18 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Électrons de valence | 1 | 2 | 3 | 4 et 5 | 6 | 7 | 8 (2 pour He) |
| L’atome… | perd 1 e⁻ | perd 2 e⁻ | perd 3 e⁻ | met surtout des électrons en commun | gagne 2 e⁻ | gagne 1 e⁻ | est déjà stable |
| Ion formé | X⁺ | X²⁺ | X³⁺ | — | X²⁻ | X⁻ | — |
Au-delà de Z = 18. Pour les colonnes 1, 2, 16 et 17, la règle vaut aussi dans les périodes suivantes, et l’ion a encore la configuration d’un gaz noble : le césium (période 6, colonne 1) forme Cs⁺, le sélénium (période 4, colonne 16) forme Se²⁻. Dans la colonne 13, seul l’aluminium est à retenir : le bore ne forme pas d’ion.
Nommer les ions. Un cation monoatomique porte le nom de l’élément : ion sodium, ion calcium. Le nom d’un anion monoatomique se termine le plus souvent par « -ure » : ion chlorure, ion fluorure. Exception : O²⁻ est l’ion oxyde. À connaître : H⁺, Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, Cl⁻, F⁻.
| Ion | Formule | Ion | Formule |
|---|---|---|---|
| ion hydrogène | H⁺ | ion chlorure | Cl⁻ |
| ion sodium | Na⁺ | ion fluorure | F⁻ |
| ion potassium | K⁺ | ion bromure | Br⁻ |
| ion magnésium | Mg²⁺ | ion iodure | I⁻ |
| ion calcium | Ca²⁺ | ion sulfure | S²⁻ |
| ion aluminium | Al³⁺ | ion oxyde | O²⁻ |
Un cas à part : l’ion hydrogène H⁺. L’atome d’hydrogène perd son unique électron : il ne reste qu’un proton, sans aucun électron. Cet ion ne suit pas la règle du duet ; en solution, il est toujours lié à des molécules d’eau.
L’aluminium (Z = 13). 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ : 3 électrons de valence. En les perdant, il garde 1s² 2s² 2p⁶, la configuration du néon ; en gagner 5 pour atteindre celle de l’argon serait bien plus coûteux. Il forme l’ion Al³⁺, avec 13 − 3 = 10 électrons.
Le brome (période 4, colonne 17) a 7 électrons de valence : il gagne 1 électron et forme l’ion bromure Br⁻.
Nommer. Li⁺ est l’ion lithium ; O²⁻ est l’ion oxyde, et non « oxygénure ».
Réflexe — colonne 1, 2, 13 → cation X⁺, X²⁺, X³⁺ ; colonne 17, 16 → anion X⁻, X²⁻ ; nom : « ion » + nom de l’élément pour un cation, terminaison « -ure » pour un anion.
Attention — gagner des électrons rend l’entité négative : un atome qui gagne 2 électrons devient X²⁻, pas X²⁺. Avoir la configuration du néon ne fait pas de Al³⁺ un atome de néon : il garde ses 13 protons. Et le sodium ne forme pas Na²⁺ : perdre un deuxième électron entamerait la couche n = 2, déjà pleine.
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Liaison covalente : lire un schéma de Lewis
Liaison covalente. Deux atomes mettent en commun deux électrons de valence, un apporté par chacun : ils forment un doublet liant, représenté par un trait entre les deux symboles. Ce doublet appartient aux deux atomes à la fois.
Liaisons multiples. Deux atomes peuvent partager 2 doublets (liaison double, notée =) ou 3 doublets (liaison triple, notée ≡).
Doublet non liant. Paire d’électrons de valence qui appartient à un seul atome et ne participe à aucune liaison ; on la représente par un trait placé contre cet atome.
Schéma de Lewis. Représentation d’une molécule qui montre tous ses électrons de valence, groupés en doublets liants et non liants. Dans un schéma juste, chaque atome d’hydrogène est entouré de 2 électrons (duet) et chacun des autres atomes de 8 électrons (octet).
Nombre de liaisons d’un atome. Chaque liaison simple apporte un électron de plus à l’atome. Un atome forme donc autant de liaisons qu’il lui manque d’électrons pour le duet ou l’octet ; ses autres électrons de valence forment ses doublets non liants.
| Atome | Électrons de valence | Électrons manquants | Liaisons formées | Doublets non liants |
|---|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 (duet) | 1 | 0 |
| C | 4 | 4 | 4 | 0 |
| N | 5 | 3 | 3 | 1 |
| O | 6 | 2 | 2 | 2 |
| Cl | 7 | 1 | 1 | 3 |
Les atomes d’une même colonne forment le même nombre de liaisons : le silicium comme le carbone, le phosphore comme l’azote, le soufre comme l’oxygène, le fluor comme le chlore.
Schémas de Lewis de l’eau H₂O (à gauche) et du dioxygène O₂ (à droite). Les traits rouges sont les doublets non liants.
L’eau H₂O. L’oxygène forme 2 liaisons simples O–H et porte 2 doublets non liants. Autour de lui : 2 × 2 + 2 × 2 = 8 électrons, un octet. Chaque hydrogène n’a qu’une liaison : 2 électrons, un duet.
Le dioxygène O₂. Les deux atomes sont unis par une liaison double (2 doublets liants) et chacun porte 2 doublets non liants. Autour de chaque oxygène : 4 électrons pour la liaison double et 4 pour les doublets non liants, soit 8. Les deux atomes forment bien 2 liaisons chacun, comme dans l’eau.
Réflexe — autour d’un atome, je compte 2 électrons par doublet qui le touche : 2 pour une liaison simple, 4 pour une double, 6 pour une triple, 2 par doublet non liant.
Attention — un doublet liant compte pour les deux atomes qu’il relie. L’hydrogène ne forme qu’une liaison et ne porte jamais de doublet non liant. Une liaison double compte pour 2 liaisons : dans O₂, chaque oxygène en forme bien 2.
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Compléter un schéma de Lewis, stabilité de la molécule
Compléter un schéma. On connaît l’enchaînement des atomes (qui est lié à qui). On procède en quatre temps :
1. Pour chaque atome, le nombre de liaisons à former : 1 pour H, 4 pour C, 3 pour N, 2 pour O, 1 pour Cl.
2. Si un atome n’a pas encore son compte avec des liaisons simples, on transforme une liaison en liaison double ou triple, avec un voisin qui lui aussi en manque.
3. On ajoute les doublets non liants pour que chaque atome ait son octet (H : duet, jamais de doublet non liant).
4. On vérifie : 2 électrons autour de chaque H, 8 autour des autres, et un nombre total de doublets égal à la moitié de la somme des électrons de valence.
Pourquoi la molécule est-elle stable ? Dans le schéma de Lewis, chaque atome a 2 (H) ou 8 électrons autour de lui : il a acquis la configuration de valence d’un gaz noble (l’hélium pour H, le néon ou l’argon pour les autres), ce que les atomes isolés n’ont pas. La molécule est donc plus stable que les atomes séparés : pour la casser, il faut fournir de l’énergie (partie 5).
Le dioxyde de carbone : enchaînement O, C, O donné (à gauche), schéma de Lewis complété (à droite).
Le dioxyde de carbone CO₂ (carbone central). C doit former 4 liaisons, chaque O en forme 2. Avec deux liaisons simples, C n’en aurait que 2 : chaque liaison C–O devient double, O=C=O. Chaque O porte alors 2 doublets non liants. Vérification : C est entouré de 4 × 2 = 8 électrons, chaque O de 2 × 2 + 2 × 2 = 8. Électrons de valence : 4 + 2 × 6 = 16, soit 8 doublets ; on en a dessiné 4 liants + 4 non liants = 8.
L’ammoniac NH₃ (azote central, voir ci-dessous). N forme 3 liaisons N–H et garde (5 − 3) ÷ 2 = 1 doublet non liant. Autour de N : 3 × 2 + 2 = 8 électrons, la configuration de valence du néon ; autour de chaque H : 2 électrons, celle de l’hélium. Les atomes isolés N (5 électrons de valence) et H (1) ne l’avaient pas : la molécule est plus stable qu’eux.
Schéma de Lewis de l’ammoniac NH₃.
Réflexe — liaisons de chaque atome (H 1, C 4, N 3, O 2, Cl 1) ; liaisons multiples si un atome n’a pas son compte ; doublets non liants pour l’octet ; je vérifie duet, octet et nombre total de doublets.
Attention — l’octet de chaque atome ne suffit pas : on vérifie aussi le nombre total de doublets. Et une liaison double compte 4 électrons pour CHACUN des deux atomes qu’elle relie.
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Énergie de liaison
Énergie de liaison. Pour rompre une liaison covalente entre deux atomes (molécule à l’état gazeux), il faut fournir de l’énergie : c’est l’énergie de liaison. La même énergie est libérée quand cette liaison se forme.
Ordre de grandeur. Pour une liaison, quelques 10⁻¹⁹ J. Plus l’énergie de liaison est grande, plus la liaison est solide, c’est-à-dire difficile à rompre.
Liaisons multiples. Entre deux mêmes atomes, une liaison triple est plus solide qu’une liaison double, elle-même plus solide qu’une liaison simple. Mais l’énergie d’une liaison double n’est pas simplement le double de celle de la liaison simple, ni celle d’une liaison triple le triple : on compare toujours les valeurs données.
Stabilité de la molécule. Séparer une molécule en atomes isolés demande de rompre toutes ses liaisons, donc de fournir la somme de leurs énergies : la molécule est plus stable que les atomes qui la composent.
| Liaison | Énergie de liaison |
|---|---|
| H–H (dans H₂) | 7,24 × 10⁻¹⁹ J |
| Cl–Cl (dans Cl₂) | 4,04 × 10⁻¹⁹ J |
| O–H (dans H₂O) | 7,70 × 10⁻¹⁹ J |
Valeurs moyennes pour une liaison, calculées d’après la table des énergies de liaison du manuel OpenStax Chemistry 2e.
Dihydrogène et dichlore. Rompre la liaison Cl–Cl demande 4,04 × 10⁻¹⁹ J, moins que la liaison H–H (7,24 × 10⁻¹⁹ J) : la liaison du dichlore est la moins solide des deux.
Séparer une molécule d’eau en atomes. H₂O a 2 liaisons O–H : il faut fournir 2 × 7,70 × 10⁻¹⁹ = 1,54 × 10⁻¹⁸ J. Cette énergie est libérée quand la molécule se forme à partir des atomes isolés.
Réflexe — rompre une liaison → on fournit l’énergie de liaison ; former une liaison → on la récupère ; pour séparer une molécule en atomes, j’additionne les énergies de toutes ses liaisons.
Attention — l’énergie de liaison est fournie pour rompre la liaison et libérée quand elle se forme, pas l’inverse. Et l’énergie d’une liaison double ne s’obtient pas en multipliant par 2 celle de la liaison simple : on lit les valeurs données.
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Pour aller plus loin
Revoir. Les ions prévus par la colonne et le gaz noble le plus proche (3e) : Tableau périodique : éléments, périodes et familles ; cations, anions et tests des ions : Ions : cations, anions et tests d’identification.
Dans les autres chapitres de seconde. Configuration électronique, électrons de valence, période et colonne : Le cortège électronique et le tableau périodique. Protons et électrons d’un ion, électroneutralité et formule d’un composé ionique comme CaCl₂ : Le noyau de l’atome. Compter les molécules d’un échantillon : Dénombrer les entités : la mole. Énergie libérée ou absorbée lors d’une réaction : Transformations chimiques.
Se verra en 1re. Établir soi-même le schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion polyatomique (H₃O⁺, NH₄⁺, HO⁻…), prévoir la forme d’une molécule, l’électronégativité et la polarité des liaisons : De la structure à la polarité d’une entité. On y utilisera aussi les énergies de liaison pour estimer l’énergie d’une réaction.
- Les gaz nobles sont chimiquement stables car leur couche de valence est saturée : 2 électrons pour l’hélium (duet), 8 pour les autres (octet). Les autres atomes tendent à acquérir la configuration de valence du gaz noble le plus proche.
- Ion monoatomique : colonnes 1, 2, 13 → X⁺, X²⁺, X³⁺ (électrons perdus) ; colonnes 17, 16 → X⁻, X²⁻ (électrons gagnés). L’ion a la configuration du gaz noble le plus proche ; son noyau ne change pas.
- Noms : H⁺ ion hydrogène, Na⁺ ion sodium, K⁺ ion potassium, Ca²⁺ ion calcium, Mg²⁺ ion magnésium, Cl⁻ ion chlorure, F⁻ ion fluorure.
- Liaison covalente = doublet liant (2 électrons mis en commun) ; doublet non liant = paire propre à un atome. H forme 1 liaison, C 4, N 3, O 2, Cl 1 ; dans un schéma de Lewis, 2 électrons autour de H, 8 autour des autres.
- Énergie de liaison : énergie à fournir pour rompre une liaison, libérée quand elle se forme ; quelques 10⁻¹⁹ J. Séparer une molécule en atomes coûte la somme des énergies de ses liaisons.
Questions fréquentes
Pourquoi les gaz nobles sont-ils stables ?
Leur couche de valence est saturée : 2 électrons (un duet) pour l’hélium, 8 électrons (un octet) pour le néon, l’argon et les suivants. Ils n’ont aucune tendance à perdre, gagner ou partager des électrons : ils ne réagissent pratiquement pas et existent sous forme d’atomes isolés. Les autres atomes tendent à acquérir la configuration de valence du gaz noble le plus proche dans le tableau.
Comment prévoir la charge d’un ion monoatomique ?
On lit la colonne de l’élément. Colonnes 1, 2 et 13 (dans la colonne 13, l’aluminium) : l’atome perd 1, 2 ou 3 électrons et devient un cation X⁺, X²⁺ ou X³⁺. Colonnes 17 et 16 : il gagne 1 ou 2 électrons et devient un anion X⁻ ou X²⁻. Dans les deux cas, l’ion a la configuration électronique du gaz noble le plus proche.
Que représente un schéma de Lewis ?
Il représente tous les électrons de valence d’une molécule, groupés par deux : les doublets liants, un trait entre deux atomes (une liaison covalente), et les doublets non liants, un trait contre un seul atome. Une liaison double compte 2 doublets, une liaison triple 3.
Comment savoir si un schéma de Lewis est juste ?
On compte les électrons autour de chaque atome, 2 par doublet qui le touche, liant ou non liant : il en faut 2 pour l’hydrogène (duet) et 8 pour les autres (octet). Puis on vérifie que le nombre total de doublets est égal à la moitié de la somme des électrons de valence des atomes.
Qu’est-ce que l’énergie de liaison ?
C’est l’énergie qu’il faut fournir pour rompre une liaison covalente entre deux atomes ; la même énergie est libérée quand la liaison se forme. Elle vaut quelques 10⁻¹⁹ J par liaison. Plus elle est grande, plus la liaison est difficile à rompre.
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