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
À propos de cette page
Cinq problèmes corrigés pas à pas : trois ions à 18 électrons, un sel de cuisine allégé en sodium, la molécule d’urée, les hydrures de la troisième période et le diazote de l’air, dont la liaison triple explique qu’il réagisse si peu.
5 problèmes, du plus simple au plus difficile. Écris tes réponses, puis « Vérifier ».
Résoudre un problème : la méthode
Je relève les données : numéros atomiques, place dans le tableau, enchaînement des atomes, énergies de liaison.
J’écris la configuration et je compte les électrons de valence de chaque atome.
Je vise le gaz noble le plus proche : électrons perdus ou gagnés pour un ion, liaisons à former (H 1, C 4, N 3, O 2, Cl 1) pour une molécule.
Je vérifie : charge de l’ion ; 2 électrons autour de H, 8 autour des autres ; nombre total de doublets = électrons de valence ÷ 2.
Je conclus par une phrase avec le vocabulaire du cours : duet, octet, gaz noble, cation, anion, doublet liant ou non liant, énergie de liaison.
Problème 1 · Trois entités à 18 électrons★★★Facile
Trois entités monoatomiques A, B et C possèdent chacune 18 électrons. A a 17 protons, B a 20 protons et C a 16 protons. Données : Z(S) = 16 ; Z(Cl) = 17 ; Z(Ar) = 18 ; Z(Ca) = 20. Les exposants peuvent s’écrire comme des chiffres ordinaires (1s2 2s2…). Écrire la formule avec la charge à la fin (Mg2+ pour Mg²⁺, F- pour F⁻).
1. Formule de l’entité A :
17 protons : élément chlore. Charge : (17 − 18) × e = −e. A est l’anion Cl⁻.
2. Formule de l’entité B :
20 protons : élément calcium. Charge : (20 − 18) × e = +2e. B est le cation Ca²⁺.
3. Formule de l’entité C :
16 protons : élément soufre. Charge : (16 − 18) × e = −2e. C est l’anion S²⁻.
4. Configuration électronique commune aux trois entités :
La configuration ne dépend que du nombre d’électrons : avec 18 électrons, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.
5. Gaz noble qui a la même configuration électronique :
L’argon (Z = 18) a 18 électrons : couche de valence 3s² 3p⁶ saturée. Les trois ions sont stables pour la même raison que lui.
6. Nombre d’électrons perdus par l’atome de calcium pour former l’entité B :
L’atome de calcium a 20 électrons ; l’ion en a 18 : il en a perdu 2, ses deux électrons de valence (colonne 2).
Problème 2 · Un sel allégé en sodium★★★Moyen
Pour manger moins de sodium, certains sels de cuisine « allégés » remplacent une partie du chlorure de sodium par du chlorure de potassium (l’Anses les déconseille aux personnes dont les reins éliminent mal le potassium). Ces deux solides sont formés d’ions. Pourtant, le sodium métallique réagit violemment avec l’eau et le dichlore Cl₂ est un gaz toxique. Données : Z(Na) = 11 ; Z(Cl) = 17 ; le potassium est dans la période 4 et la colonne 1 du tableau périodique. Écrire la formule avec la charge à la fin (Mg2+ pour Mg²⁺, F- pour F⁻).
1. Formule de l’ion potassium :
Colonne 1 : 1 électron de valence, que l’atome perd pour prendre la configuration du gaz noble qui le précède : K⁺.
2. Gaz noble dont l’ion potassium a la configuration électronique :
Le gaz noble qui précède le potassium dans le tableau est l’argon (fin de la période 3) : K⁺ a ses 18 électrons.
3. Nombre d’électrons de valence d’un atome de sodium :
Na : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ : couche de valence n = 3, 1 électron. Isolé, l’atome n’est pas stable : il perd facilement cet électron, d’où sa réaction violente avec l’eau.
4. Les ions Na⁺ et Cl⁻ du sel ont, comme les gaz nobles, une couche externe
Na⁺ a la configuration du néon, Cl⁻ celle de l’argon : leur couche externe est pleine. Ils sont stables, contrairement au métal sodium et au dichlore.
5. Nombre de doublets non liants de chaque atome de chlore dans la molécule Cl₂ :
Chaque Cl (7 électrons de valence) forme une seule liaison Cl–Cl et garde (7 − 1) ÷ 2 = 3 doublets non liants : 2 + 6 = 8 électrons autour de lui.
Problème 3 · L’urée, une molécule du vivant★★★Moyen
L’urée, de formule brute CH₄N₂O, est fabriquée par le foie et éliminée dans l’urine. Dans cette molécule, l’atome de carbone est lié à l’atome d’oxygène et aux deux atomes d’azote ; chaque atome d’azote est lié à deux atomes d’hydrogène. L’enchaînement des atomes est dessiné ci-dessous, toutes les liaisons en traits simples, sans doublet non liant. Données : Z(H) = 1 ; Z(C) = 6 ; Z(N) = 7 ; Z(O) = 8.
1. Somme des électrons de valence des atomes de la molécule :
C : 4 ; chaque H : 1 ; chaque N : 5 ; O : 6. Total : 4 + 4 × 1 + 2 × 5 + 6 = 24.
2. Nombre total de doublets de la molécule :
24 ÷ 2 = 12 doublets.
3. Nature de la liaison entre le carbone et l’oxygène : liaison
C doit former 4 liaisons ; il n’en a que 3 en traits simples (C–O et deux C–N). O doit en former 2 : la liaison C–O devient double.
4. Nombre de doublets non liants portés par l’atome d’oxygène :
O engage 2 de ses 6 électrons de valence dans la liaison double : (6 − 2) ÷ 2 = 2 doublets non liants.
5. Nombre de doublets non liants portés par chaque atome d’azote :
Chaque N forme 3 liaisons (C–N et deux N–H) : (5 − 3) ÷ 2 = 1 doublet non liant. Contrôle : 8 doublets liants (C=O compte 2) + 2 + 1 + 1 = 12 doublets.
6. Un élève dessine une liaison C–O simple avec 3 doublets non liants sur O. Nombre d’électrons autour du carbone dans son schéma :
Le carbone n’a plus que 3 liaisons simples : 3 × 2 = 6 électrons. L’oxygène a bien 2 + 3 × 2 = 8 électrons et le total fait encore 12 doublets, mais l’octet du carbone n’est pas respecté : le schéma est faux. Il faut vérifier chaque atome.
Problème 4 · Les hydrures de la troisième période★★★Difficile
Les éléments de la période 3 forment avec l’hydrogène des molécules appelées hydrures, dans lesquelles tous les atomes d’hydrogène sont liés à l’atome de la période 3. Données : Z(H) = 1 ; Z(Si) = 14 ; Z(P) = 15 ; Z(S) = 16 ; Z(Cl) = 17 ; Z(Ar) = 18. Écrire les formules avec l’élément de la période 3 en premier ; les indices peuvent s’écrire comme des chiffres ordinaires (SiH4).
1. Formule de l’hydrure du silicium :
Si : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p², 4 électrons de valence ; il en manque 4 : 4 liaisons Si–H, SiH₄.
2. Formule de l’hydrure du phosphore :
P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³, 5 électrons de valence ; 3 liaisons P–H : PH₃, avec un doublet non liant sur P.
3. Nombre de doublets non liants de l’atome de soufre dans H₂S :
S : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, 6 électrons de valence ; 2 liaisons S–H et (6 − 2) ÷ 2 = 2 doublets non liants. Autour de S : 2 × 2 + 2 × 2 = 8.
4. Dans les colonnes 14 à 17, le nombre de liaisons formées vaut − c, où c est le numéro de la colonne.
Électrons de valence : c − 10 ; électrons manquants pour l’octet : 8 − (c − 10) = 18 − c. Colonne 14 : 4 ; 15 : 3 ; 16 : 2 ; 17 : 1.
5. Nombre de liaisons formées par l’argon :
Colonne 18 : 18 − 18 = 0. Sa couche de valence 3s² 3p⁶ est pleine : l’argon est stable seul et ne forme aucun hydrure.
6. Le silicium forme aussi SiCl₄, silicium central. Nombre total de doublets de cette molécule :
Électrons de valence : 4 + 4 × 7 = 32, soit 16 doublets : 4 liaisons Si–Cl et 3 doublets non liants sur chaque Cl (12). Chaque Cl : 2 + 6 = 8 électrons.
Problème 5 · Le diazote, un gaz qui réagit peu★★★Difficile
L’air sec contient environ 78 % de diazote N₂ en volume. Ce gaz réagit très peu : l’industrie alimentaire l’utilise pour emballer certains aliments sous « atmosphère protectrice » (additif E941), à l’abri du dioxygène de l’air. Données : Z(N) = 7 ; Z(O) = 8 ; énergie de la liaison entre les deux atomes : 1,57 × 10⁻¹⁸ J dans N₂, 8,27 × 10⁻¹⁹ J dans O₂.
1. Nombre de liaisons que doit former un atome d’azote :
N : 1s² 2s² 2p³, 5 électrons de valence ; il en manque 8 − 5 = 3 pour l’octet.
2. Nature de la liaison entre les deux atomes de la molécule N₂ : liaison
Chaque atome doit former 3 liaisons et n’a qu’un voisin : les deux atomes partagent 3 doublets, liaison triple N≡N.
3. Nombre de doublets non liants de chaque atome d’azote dans N₂ :
Avec la liaison triple, chacun garde (5 − 3) ÷ 2 = 1 doublet non liant. Autour de chaque N : 6 + 2 = 8 électrons. Contrôle : 10 électrons de valence, 5 doublets = 3 + 2.
4. Rapport entre l’énergie de la liaison de N₂ et celle de la liaison de O₂, arrondi au dixième :
1,57 × 10⁻¹⁸ ÷ (8,27 × 10⁻¹⁹) ≈ 1,9 : la liaison du diazote est presque deux fois plus difficile à rompre.
5. Nom du gaz, parmi le diazote et le dioxygène, dont la liaison se rompt le plus facilement :
8,27 × 10⁻¹⁹ J < 1,57 × 10⁻¹⁸ J : c’est la liaison double du dioxygène. La liaison triple, très solide, explique en partie que le diazote réagisse si peu.
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