À propos de cette page
Ce cours de chimie en troisième sur « Ions et molécules » suit le programme officiel de chimie de troisième. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Structure de l'atome et couches électroniques, La règle de l'octet (et du duet), Formation des ions : cations et anions, Ions monoatomiques et polyatomiques. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de troisième à réussir en chimie.
Au programme
1 · Structure de l'atome et couches électroniques
2 · La règle de l'octet (et du duet)
3 · Formation des ions : cations et anions
4 · Ions monoatomiques et polyatomiques
5 · La liaison covalente dans les molécules
6 · Électronégativité et polarité des liaisons
7 · Liaison ionique et composés ioniques
8 · Représentation de Lewis des molécules simples
1Structure de l'atome et couches électroniques
Un atome est constitué d'un noyau central chargé positivement, entouré d'électrons chargés négativement. Le noyau contient des protons (charge +) et des neutrons (sans charge). Le nombre de protons est noté Z (numéro atomique).
Les électrons se répartissent sur des couches électroniques numérotées K, L, M, … (ou 1, 2, 3, …) du plus proche au plus éloigné du noyau :
| Couche | Nombre max. d'électrons | Niveaux concernés |
|---|
| K (n = 1) | 2 | H (Z=1), He (Z=2) |
| L (n = 2) | 8 | Li (Z=3) à Ne (Z=10) |
| M (n = 3) | 18 (8 en collège) | Na (Z=11) à Ar (Z=18) |
La couche externe (ou couche de valence) est la dernière couche occupée. Elle détermine les propriétés chimiques de l'atome.
Exemple. L'atome de sodium Na (Z=11) : configuration K(2) L(8) M(1). Sa couche externe M contient 1 électron.
Astuce. Pour déterminer la configuration électronique, remplis les couches de l'intérieur vers l'extérieur en respectant les maximums.
2La règle de l'octet (et du duet)
Les gaz nobles (He, Ne, Ar, Kr, …) sont chimiquement très stables car leur couche externe est saturée. Cette stabilité sert de modèle pour comprendre comment les autres atomes forment des liaisons.
Règle de l'octet. Lors d'une réaction chimique, les atomes tendent à gagner, perdre ou partager des électrons pour acquérir 8 électrons sur leur couche externe (configuration d'un gaz noble de la période 2 ou 3).
Règle du duet. Pour les atomes des deux premiers éléments (H, Li), la couche externe saturée ne contient que 2 électrons (configuration de He).
| Gaz noble de référence | Numéro atomique Z | Configuration externe stable |
|---|
| Hélium He | 2 | K(2) — duet |
| Néon Ne | 10 | K(2) L(8) — octet |
| Argon Ar | 18 | K(2) L(8) M(8) — octet |
Attention ! La règle de l'octet s'applique surtout aux éléments des 2e et 3e périodes. L'hydrogène suit la règle du duet (2 électrons sur K).
3Formation des ions : cations et anions
Quand un atome perd ou gagne des électrons, il n'est plus électriquement neutre : il devient un ion. Les ions sont notés avec leur charge en exposant.
Cation. Ion formé par la perte d'un ou plusieurs électrons. Le cation porte une charge positive.
Exemple : Na → Na+ + e–
Anion. Ion formé par le gain d'un ou plusieurs électrons. L'anion porte une charge négative.
Exemple : Cl + e– → Cl–
Pour déterminer le nombre d'électrons gagnés ou perdus, on utilise la règle de l'octet : l'atome cherche à atteindre la configuration du gaz noble le plus proche.
| Atome | Z | Couche externe | Gaz noble visé | Ion formé | Charge |
|---|
| Na | 11 | M(1) | Ne (8 électrons en L) | Na+ | +1 |
| Mg | 12 | M(2) | Ne | Mg2+ | +2 |
| Al | 13 | M(3) | Ne | Al3+ | +3 |
| Cl | 17 | M(7) | Ar (8 électrons en M) | Cl– | –1 |
| O | 8 | L(6) | Ne | O2– | –2 |
| N | 7 | L(5) | Ne | N3– | –3 |
Exemple. L'atome de chlore Cl (Z=17) a 7 électrons en couche M. Pour atteindre l'octet (8 électrons), il lui manque 1 électron. Il gagne donc 1 électron et forme l'ion chlorure Cl–.
4Ions monoatomiques et polyatomiques
Les ions peuvent être formés d'un seul atome ou d'un groupe d'atomes liés entre eux.
Ion monoatomique. Ion constitué d'un seul atome. Exemples : Na+, Cl–, Ca2+, Fe2+, Fe3+.
Ion polyatomique. Ion constitué de plusieurs atomes liés entre eux, portant une charge globale. Exemples : SO42– (sulfate), NO3– (nitrate), NH4+ (ammonium), OH– (hydroxyde), CO32– (carbonate), PO43– (phosphate).
| Ion | Nom | Charge |
|---|
| Na+ | Ion sodium | +1 |
| Ca2+ | Ion calcium | +2 |
| Fe2+ | Ion fer(II) | +2 |
| Fe3+ | Ion fer(III) | +3 |
| Cl– | Ion chlorure | –1 |
| SO42– | Ion sulfate | –2 |
| NO3– | Ion nitrate | –1 |
| NH4+ | Ion ammonium | +1 |
| OH– | Ion hydroxyde | –1 |
Attention ! L'ion fer peut exister à deux degrés d'oxydation différents : Fe2+ (fer II, vert) et Fe3+ (fer III, rouille). Il faut préciser lequel.
5La liaison covalente dans les molécules
Lorsque deux atomes non métalliques se rapprochent, ils peuvent partager des électrons pour satisfaire tous deux la règle de l'octet (ou du duet). Cette mise en commun d'électrons forme une liaison covalente.
Liaison covalente. Liaison chimique résultant du partage d'une ou plusieurs paires d'électrons entre deux atomes. Chaque paire partagée constitue un doublet liant.
On distingue :
- Liaison simple (—) : 1 doublet partagé. Exemple : H–H dans H2, H–Cl dans HCl.
- Liaison double (=) : 2 doublets partagés. Exemple : O=O dans O2, C=O dans CO2.
- Liaison triple (≡) : 3 doublets partagés. Exemple : N≡N dans N2.
Exemple. Dans la molécule d'eau H2O : l'atome d'oxygène (Z=8, L(6)) partage 1 électron avec chacun des deux atomes d'hydrogène. O possède alors 8 électrons (6 + 1×2) et chaque H en possède 2 (1+1). La règle est respectée.
Astuce. Le nombre de liaisons qu'un atome peut former est généralement égal au nombre d'électrons manquants pour atteindre l'octet (ou le duet pour H).
6Électronégativité et polarité des liaisons
Quand deux atomes différents partagent une paire d'électrons, ils ne l'attirent pas avec la même force. L'électronégativité mesure cette capacité d'attraction.
Électronégativité. Grandeur sans unité caractérisant la capacité d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison chimique. Elle croît de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans une colonne du tableau périodique.
Classement décroissant de quelques éléments courants (échelle de Pauling) :
| Élément | F | O | N | Cl | C | H | Na |
|---|
| Électronégativité | 4,0 | 3,4 | 3,0 | 3,2 | 2,5 | 2,1 | 0,9 |
Si les électronégativités des deux atomes d'une liaison sont très différentes (Δχ grand), les électrons sont inégalement partagés : la liaison est polaire. L'atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative δ– et l'autre une charge partielle positive δ+.
Exemple. Dans la liaison O–H, χ(O) = 3,4 et χ(H) = 2,1, donc Δχ = 1,3. L'oxygène attire davantage les électrons : liaison polaire. On note δ+H–Oδ–.
Attention ! Une liaison polaire ≠ une molécule polaire. La molécule CO2 a deux liaisons C=O polaires, mais la géométrie linéaire annule les effets : molécule apolaire.
7Liaison ionique et composés ioniques
Lorsque la différence d'électronégativité entre deux atomes est très grande (généralement Δχ > 1,7), le transfert d'électrons est quasi total : un cation et un anion se forment, attirés l'un vers l'autre par la force électrostatique. C'est la liaison ionique.
Composé ionique. Solide constitué d'un réseau régulier de cations et d'anions maintenus par des liaisons ioniques. La formule indique la composition mais NE représente PAS une molécule : il n'y a pas de molécule isolée dans un solide ionique.
Pour écrire la formule d'un composé ionique :
- Choisir les ions qui se combinent.
- Ajuster les indices pour que la charge globale soit nulle.
- Simplifier si possible.
Exemple 1. Chlorure de sodium : Na+ et Cl–. Charges : +1 et –1. Un Na+ pour un Cl– → NaCl (électroneutralité : 1×(+1) + 1×(–1) = 0).
Exemple 2. Sulfate de calcium : Ca2+ et SO42–. Charges : +2 et –2. Un Ca2+ pour un SO42– → CaSO4.
Exemple 3. Chlorure d'aluminium : Al3+ et Cl–. Un Al3+ pour trois Cl– → AlCl3 (1×(+3) + 3×(–1) = 0).
8Représentation de Lewis des molécules simples
La représentation de Lewis (ou formule de Lewis) montre tous les électrons de valence d'une molécule : les doublets liants (entre les atomes) et les doublets non liants (portés par un seul atome).
Méthode :
- Compter le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes.
- Placer les liaisons (doublets liants) entre les atomes.
- Répartir les électrons restants en doublets non liants pour satisfaire la règle de l'octet/duet.
| Molécule | Formule brute | Doublets liants | Doublets non liants (sur chaque atome) |
|---|
| Eau | H2O | 2 (O–H × 2) | O : 2 ; H : 0 |
| Ammoniac | NH3 | 3 (N–H × 3) | N : 1 ; H : 0 |
| Dioxyde de carbone | CO2 | 4 (C=O × 2, double) | O : 2 par atome O ; C : 0 |
| Dihydrogène | H2 | 1 (H–H) | 0 |
| Dichlore | Cl2 | 1 (Cl–Cl) | Cl : 3 doublets chacun |
Astuce. Vérification : la somme (doublets liants × 2) + (doublets non liants × 2) doit être égale au total des électrons de valence comptés à l'étape 1.
Attention ! Dans la représentation de Lewis, chaque trait représente UN doublet liant (2 électrons), et chaque paire de points représente UN doublet non liant (2 électrons).
★À retenir
En bref :
• Les électrons se répartissent sur des couches K, L, M. La couche externe (valence) détermine la réactivité.
• Règle de l'octet : les atomes tendent vers 8 électrons en couche externe (2 pour H — règle du duet).
• Cation = perte d'électrons (charge +) ; Anion = gain d'électrons (charge –).
• Liaison covalente = partage de doublets d'électrons entre atomes non métalliques.
• L'électronégativité croît vers F ; grande différence → liaison ionique ; faible différence → liaison covalente polaire.
• Formule d'un composé ionique : indices choisis pour que la charge totale soit nulle.
• La représentation de Lewis montre doublets liants et non liants.