Ressources · 2ⁿᵈᵉ · Physique-Chimie (2nde)
Fiche de révision : Stabilité des entités
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
Stabilité des entités : ions et molécules
Fiche méthode
(Physique-chimie seconde · Constitution de la matière · Vers des entités plus stables chimiquement)
La démarche pour toute question sur un ion ou une molécule
1. Je pars des électrons de valence. Configuration électronique, ou colonne du tableau périodique.
2. Je vise le gaz noble le plus proche. Duet (2 électrons) pour H et ses voisins, octet (8) pour les autres : électrons perdus ou gagnés (ion), ou mis en commun (liaisons).
3. Je vérifie et je conclus. Charge et nom de l’ion ; ou électrons autour de chaque atome et nombre total de doublets ; je rédige une phrase avec le vocabulaire du cours.
Cas 1 · Stabilité et gaz noble le plus proche
Réflexe — couche de valence pleine = stable ; sinon, je repère le gaz noble le plus proche et je compte les électrons en trop ou en moins.
Exemple. L’argon (Z = 18) et le soufre (Z = 16) sont-ils stables à l’état d’atomes isolés ?
Argon : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, couche n = 3 pleine (octet) : stable. Soufre : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, 6 électrons de valence ; il lui en manque 2 pour l’octet de l’argon : pas stable isolé.
Attention — l’hélium est stable avec 2 électrons seulement : sa couche n = 1 est pleine.
Cas 2 · Prévoir la charge d’un ion, le nommer
Réflexe — colonne 1, 2, 13 → X⁺, X²⁺, X³⁺ ; colonne 17, 16 → X⁻, X²⁻ ; cation : nom de l’élément ; anion : « -ure ».
Exemple. Ion formé par le magnésium (Z = 12) : formule, nom, configuration.
1s² 2s² 2p⁶ 3s² : 2 électrons de valence, qu’il perd. Ion Mg²⁺, l’ion magnésium, avec 12 − 2 = 10 électrons : 1s² 2s² 2p⁶, comme le néon.
Attention — perdre des électrons donne un ion positif, en gagner un ion négatif.
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Cas 3 · Lire un schéma de Lewis
Réflexe — 2 électrons par doublet qui touche l’atome (simple 2, double 4, triple 6, non liant 2) ; 2 pour H, 8 pour les autres.
Exemple. Schéma de Lewis du chlorure d’hydrogène HCl : doublets et électrons autour de chaque atome.
1 doublet liant (H–Cl) et 3 doublets non liants sur Cl. Autour de Cl : 2 + 3 × 2 = 8 (octet) ; autour de H : 2 (duet).
Attention — H ne porte jamais de doublet non liant.
Cas 4 · Compléter un schéma de Lewis
Réflexe — H 1, C 4, N 3, O 2, Cl 1 liaisons ; liaison multiple si un atome manque de liaisons ; doublets non liants ; total = électrons de valence ÷ 2.
Exemple. Méthanal CH₂O : le carbone est lié aux deux H et à O. Compléter.
Avec 3 liaisons simples, C n’en aurait que 3 : la liaison C–O devient double. O porte 2 doublets non liants. Contrôle : (4 + 2 × 1 + 6) ÷ 2 = 6 doublets = 4 liants + 2 non liants.
Attention — vérifier aussi le nombre total de doublets, pas seulement l’octet.
Cas 5 · Énergie de liaison
Réflexe — rompre = fournir l’énergie de liaison ; séparer une molécule en atomes = somme des énergies de ses liaisons.
Exemple. Énergie à fournir pour séparer une molécule de méthane CH₄ en atomes (C–H : 6,89 × 10⁻¹⁹ J).
4 liaisons C–H : 4 × 6,89 × 10⁻¹⁹ = 2,76 × 10⁻¹⁸ J.
Attention — l’énergie est fournie pour rompre, libérée à la formation.
Les pièges
- Oublier que l’hélium est stable avec un duet : 2 électrons, pas 8.
- Écrire X²⁺ pour un atome qui gagne 2 électrons : c’est X²⁻.
- Croire qu’un ion qui a la configuration d’un gaz noble est un atome de ce gaz : son noyau ne change pas.
- Compter un doublet liant pour un seul des deux atomes qu’il relie.
- Mettre un doublet non liant sur un hydrogène, ou lui donner deux liaisons.
- Croire qu’on libère de l’énergie en rompant une liaison : on en fournit.
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