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 : Ions ou molécules : deux façons de s'assembler, La règle de l'octet : pourquoi les ions se forment, Ions monoatomiques et polyatomiques, Écrire la formule d'un composé ionique. 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.
1
Ions ou molécules : deux façons de s'assembler
Les atomes existent rarement seuls (sauf les gaz nobles). Ils s'associent de deux manières :
| Molécule | Composé ionique | |
|---|---|---|
| Constituants | atomes liés par des liaisons covalentes (électrons partagés) | ions + et − qui s'attirent |
| Exemples | eau H2O, sucre C12H22O11, dioxygène O2, méthane CH4 | sel NaCl, calcaire CaCO3, sulfate de cuivre CuSO4 |
| Formé entre | non-métaux | un métal et un non-métal (ou des ions polyatomiques) |
| Dissous dans l'eau | molécules séparées, solution non conductrice | ions libres, solution conductrice |
Ion. Atome ou groupe d'atomes qui a perdu (cation, charge +) ou gagné (anion, charge −) des électrons. Molécule : groupe d'atomes liés, électriquement neutre.
Un test simple. Une lampe ou un ampèremètre dans la solution : si le courant passe, la substance dissoute est ionique. L'eau sucrée ne conduit pas ; l'eau salée conduit. L'eau du robinet conduit un peu : elle contient des ions (calcium, chlorure…).
2
La règle de l'octet : pourquoi les ions se forment
Les gaz nobles (He, Ne, Ar) ne réagissent avec rien : leur couche électronique externe est pleine. Les autres atomes cherchent à leur ressembler.
Règle de l'octet. Un atome tend à gagner, perdre ou partager des électrons pour avoir 8 électrons sur sa couche externe (2 pour les atomes proches de l'hélium : règle du duet).
| Atome | Répartition | Le plus simple | Ion | Répartition de l'ion |
|---|---|---|---|---|
| Na (Z = 11) | K(2)L(8)M(1) | perdre 1 électron | Na+ | K(2)L(8) = néon |
| Mg (Z = 12) | K(2)L(8)M(2) | perdre 2 électrons | Mg2+ | K(2)L(8) = néon |
| Al (Z = 13) | K(2)L(8)M(3) | perdre 3 électrons | Al3+ | K(2)L(8) = néon |
| O (Z = 8) | K(2)L(6) | gagner 2 électrons | O2− | K(2)L(8) = néon |
| Cl (Z = 17) | K(2)L(8)M(7) | gagner 1 électron | Cl− | K(2)L(8)M(8) = argon |
| Li (Z = 3) | K(2)L(1) | perdre 1 électron | Li+ | K(2) = hélium (duet) |
Écrire la formation d'un ion. Na → Na+ + e− (le sodium cède un électron) ; Cl + e− → Cl− (le chlore en capte un). Quand un atome de sodium rencontre un atome de chlore, l'électron passe de l'un à l'autre : les deux ions formés s'attirent, c'est le sel.
Métaux et non-métaux. Les métaux (gauche du tableau, 1 à 3 électrons externes) forment des cations. Les non-métaux (droite, 5 à 7 électrons externes) forment des anions. Le nombre de charges se lit sur la colonne : 1 → +, 2 → 2+, 13 → 3+, 16 → 2−, 17 → −.
3
Ions monoatomiques et polyatomiques
Ion monoatomique : un seul atome chargé (Na+, Cu2+, Cl−). Ion polyatomique : un groupe d'atomes liés entre eux, chargé globalement (SO42−, NO3−, NH4+).
| Cations | Nom | Anions | Nom |
|---|---|---|---|
| H+ | ion hydrogène (acides) | Cl− | ion chlorure |
| Na+, K+ | ions sodium, potassium | F−, Br−, I− | fluorure, bromure, iodure |
| Ca2+, Mg2+ | ions calcium, magnésium | O2−, S2− | oxyde, sulfure |
| Cu2+, Zn2+ | ions cuivre, zinc | OH− | ion hydroxyde (bases) |
| Fe2+ / Fe3+ | ion fer II / fer III | NO3− | ion nitrate |
| Al3+ | ion aluminium | SO42− | ion sulfate |
| NH4+ | ion ammonium | CO32−, HCO3− | carbonate, hydrogénocarbonate |
Deux ions du fer. Fe2+ (solutions vertes) et Fe3+ (solutions orangées, la rouille) : même élément, charges différentes, propriétés différentes. Le nom précise « fer II » ou « fer III ».
Les noms. Cation = nom du métal (« ion cuivre »). Anion monoatomique : terminaison en -ure (chlorure, sulfure) sauf oxyde. Anion polyatomique avec oxygène : terminaison en -ate (sulfate, nitrate, carbonate).
4
Écrire la formule d'un composé ionique
Neutralité électrique. Un composé ionique contient autant de charges + que de charges −. Sa formule indique la proportion d'ions, cation en premier, sans écrire les charges.
Méthode. 1) Écrire les deux ions avec leurs charges. 2) Chercher le plus petit nombre de chacun qui équilibre les charges. 3) Écrire la formule ; un ion polyatomique répété se met entre parenthèses.
Na+ et Cl− : 1 + et 1 − → NaCl (chlorure de sodium).
Ca2+ et Cl− : il faut 2 Cl− → CaCl2 (chlorure de calcium).
Cu2+ et SO42− : 2+ et 2− → CuSO4 (sulfate de cuivre).
Ca2+ et NO3− : deux nitrates → Ca(NO3)2 (nitrate de calcium).
Fe3+ et SO42− : 2 × (3+) = 3 × (2−) → Fe2(SO4)3.
Na+ et Cl− : 1 + et 1 − → NaCl (chlorure de sodium).
Ca2+ et Cl− : il faut 2 Cl− → CaCl2 (chlorure de calcium).
Cu2+ et SO42− : 2+ et 2− → CuSO4 (sulfate de cuivre).
Ca2+ et NO3− : deux nitrates → Ca(NO3)2 (nitrate de calcium).
Fe3+ et SO42− : 2 × (3+) = 3 × (2−) → Fe2(SO4)3.
Dans l'autre sens. La formule permet de retrouver une charge inconnue : dans FeCl3, trois Cl− font 3− ; le fer est donc Fe3+. Dans K2CO3, deux K+ font 2+ : le carbonate est CO32−.
Le nom. Anion puis cation : « sulfate de cuivre », « chlorure de sodium », « hydroxyde de sodium » (NaOH, la soude), « carbonate de calcium » (CaCO3, le calcaire). Et NaCl ne désigne pas une « molécule » : c'est un cristal où alternent des milliards d'ions Na+ et Cl−.
5
Les molécules : partager des électrons
Liaison covalente. Deux atomes mettent en commun une paire d'électrons (un doublet liant), comptée pour chacun d'eux. C'est ainsi que deux non-métaux atteignent l'octet (ou le duet) sans former d'ions.
| Atome | Électrons externes | Il lui en manque | Liaisons formées |
|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 (duet) | 1 |
| O | 6 | 2 | 2 |
| N | 5 | 3 | 3 |
| C | 4 | 4 | 4 |
| Cl | 7 | 1 | 1 |
Exemples. H2 : un doublet liant H–H, chaque H a son duet. H2O : deux liaisons O–H et deux doublets non liants sur l'oxygène (6 + 2 = 8). NH3 : trois liaisons N–H et un doublet non liant. O2 : une liaison double O=O (deux doublets partagés). N2 : une liaison triple N≡N, très solide, d'où la faible réactivité du diazote de l'air. CO2 : O=C=O.
Vérifier une formule. Compter les liaisons de chaque atome : H 1, O 2, N 3, C 4, Cl 1. Dans CH4, le carbone a bien 4 liaisons ; « CH5 » est impossible. Les électrons externes d'un atome non engagés dans une liaison restent groupés par deux : les doublets non liants.
6
Transfert ou partage ? L'eau, un solvant polaire
Quand deux atomes se lient, ils n'attirent pas les électrons avec la même force : cette capacité à attirer les électrons est l'électronégativité. Elle est forte pour les non-métaux (F, O, Cl, N) et faible pour les métaux (Na, K, Ca).
| Partenaires | Ce qui se passe | Résultat |
|---|---|---|
| métal + non-métal (Na et Cl) | l'électron est arraché par le non-métal | ions → composé ionique |
| deux non-métaux différents (O et H) | électrons partagés, mais attirés vers le plus électronégatif | molécule à liaisons polarisées |
| deux atomes identiques (O et O) | partage équitable | molécule non polaire |
L'eau est polaire. L'oxygène attire les électrons des liaisons O–H : il porte un léger excès de charge négative, les hydrogènes un léger excès positif. Chaque molécule d'eau est un petit aimant électrique.
Conséquence : la dissolution du sel. Les molécules d'eau entourent chaque ion du cristal, côté négatif vers Na+, côté positif vers Cl−, et les arrachent une à une : NaCl → Na+ + Cl−. Les ions, séparés et mobiles, conduisent le courant. L'huile, faite de molécules non polaires, ne dissout pas le sel, et l'eau ne dissout pas l'huile.
Ne pas confondre. Le sucre se dissout très bien dans l'eau, mais en molécules entières (C12H22O11, polaires grâce à leurs groupes –OH) : l'eau sucrée ne conduit pas le courant.
7
Reconnaître les ions au laboratoire
On ne voit pas un ion, mais on peut le faire réagir pour former un solide coloré, le précipité.
| Ion recherché | Réactif | Observation | Précipité formé |
|---|---|---|---|
| Cu2+ | soude (hydroxyde de sodium) | précipité bleu | Cu(OH)2 |
| Fe2+ | soude | précipité vert | Fe(OH)2 |
| Fe3+ | soude | précipité rouille (orangé) | Fe(OH)3 |
| Zn2+, Al3+ | soude | précipité blanc | Zn(OH)2, Al(OH)3 |
| Cl− | nitrate d'argent | précipité blanc qui noircit à la lumière | AgCl |
| SO42− | chlorure de baryum | précipité blanc | BaSO4 |
Écrire la réaction de précipitation. Seuls les ions qui forment le solide apparaissent : Cu2+ + 2 OH− → Cu(OH)2 ; Ag+ + Cl− → AgCl ; Fe3+ + 3 OH− → Fe(OH)3. Les charges s'équilibrent : le précipité est neutre.
Sécurité. La soude est corrosive (lunettes, gants) ; le nitrate d'argent tache la peau en noir ; les sels de baryum sont toxiques. On travaille en petites quantités, dans des tubes à essais, et on ne jette pas les solutions métalliques à l'évier.
En bref
- Ion : atome ou groupe d'atomes qui a perdu (cation +) ou gagné (anion −) des électrons pour atteindre la couche externe pleine d'un gaz noble (règle de l'octet).
- Métaux → cations (Na+, Ca2+, Al3+, Cu2+, Fe2+/Fe3+) ; non-métaux → anions (Cl−, O2−). Ions polyatomiques : OH−, NO3−, SO42−, CO32−, NH4+.
- Composé ionique neutre : CaCl2, Fe2(SO4)3 ; nom = anion + cation (sulfate de cuivre).
- Molécule : atomes liés par des doublets partagés (H 1, O 2, N 3, C 4 liaisons) ; neutre, ne conduit pas le courant une fois dissoute.
- L'eau est polaire : elle sépare les ions du sel (NaCl → Na+ + Cl−) ; la solution conduit.
- Tests : soude → Cu2+ bleu, Fe2+ vert, Fe3+ rouille ; nitrate d'argent → Cl− blanc qui noircit ; chlorure de baryum → SO42− blanc.
Bloqué sur ce chapitre ?
Cours particuliers de chimie à Marseille, en présentiel ou à distance — un prof qui s'adapte à ton rythme et reprend ce qui coince.
Prof de physique-chimie à Marseille · Cours particuliers au collège · Aide aux devoirs