Physique-Chimie — Seconde
Ions et molécules : la stabilité chimique — Physique-Chimie Seconde (chapitre 6)
Stabilité chimique en seconde : configuration des gaz nobles, règle du duet et de l'octet, ions monoatomiques et leur charge, liaison covalente, schéma de…
Par ProfBot
Ions et molécules : la stabilité chimique
Chapitre 6 — Constitution et transformations de la matière · Seconde générale et technologique
Pourquoi le sodium donne-t-il l'ion $\mathrm{Na^{+}}$ et jamais $\mathrm{Na^{2+}}$ ? Pourquoi l'eau s'écrit-elle $\mathrm{H_2O}$ et pas $\mathrm{H_3O}$ ? Pourquoi l'argon ne réagit-il avec rien ?
Ces trois questions ont une seule réponse, et elle tient dans la dernière ligne du chapitre 5 : les gaz nobles ont une couche externe saturée, et cette configuration est particulièrement stable. Tous les autres atomes s'en approchent — en perdant des électrons, en en gagnant, ou en les partageant. Perdre ou gagner donne des ions ; partager donne des molécules.
Au programme officiel. Vers des entités plus stables chimiquement : stabilité chimique des gaz nobles et configurations électroniques associées ; ions monoatomiques ; molécules ; modèle de Lewis de la liaison de valence, schéma de Lewis, doublets liants et non-liants ; approche de l'énergie de liaison. Établir le lien entre stabilité chimique et configuration électronique de valence d'un gaz noble. Déterminer la charge électrique d'ions monoatomiques courants à partir du tableau périodique. Nommer les ions $\mathrm{H^{+}}$, $\mathrm{Na^{+}}$, $\mathrm{K^{+}}$, $\mathrm{Ca^{2+}}$, $\mathrm{Mg^{2+}}$, $\mathrm{Cl^{-}}$, $\mathrm{F^{-}}$ ; écrire leur formule à partir de leur nom. Décrire et exploiter le schéma de Lewis d'une molécule pour justifier la stabilisation de cette entité, en référence aux gaz nobles, par rapport aux atomes isolés ($Z \leqslant 18$). Associer qualitativement l'énergie d'une liaison entre deux atomes à l'énergie nécessaire pour rompre cette liaison.
1. La stabilité des gaz nobles
Les gaz nobles — hélium, néon, argon — ne forment ni ions courants, ni molécules, ni composés dans les conditions ordinaires. Leur configuration électronique explique cette inertie :
$\mathrm{He} : 1s^{2} \qquad \mathrm{Ne} : 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6} \qquad \mathrm{Ar} : 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}\,3p^{6}$
Dans les trois cas, la couche externe est saturée : $2$ électrons de valence pour l'hélium, $8$ pour le néon et l'argon.
Règle du duet et de l'octet. Au cours d'une transformation chimique, les atomes évoluent de manière à acquérir la configuration électronique de valence du gaz noble le plus proche : $2$ électrons de valence (duet) pour les éléments voisins de l'hélium, $8$ (octet) pour les autres.
C'est une règle, pas une loi : elle décrit très bien les éléments des trois premières lignes, ceux du programme de seconde, et souffre des exceptions au-delà. Dans le cadre où on l'utilise ici, elle prédit correctement les ions et les molécules qu'on rencontre.
Deux chemins mènent à cette stabilité.
À gauche, le transfert : le sodium cède son unique électron de valence et devient $\mathrm{Na^{+}}$, qui a la configuration du néon ; le chlore le capte et devient $\mathrm{Cl^{-}}$, qui a celle de l'argon. À droite, le partage : deux atomes de chlore mettent chacun un électron en commun, et le doublet ainsi formé compte pour les deux — chacun se retrouve avec huit électrons de valence.
2. Les ions monoatomiques
Définition. Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Son noyau est inchangé : c'est toujours le même élément.
La charge se déduit immédiatement du nombre d'électrons de valence, donc de la colonne du tableau périodique : chaque atome prend le chemin le plus court vers l'octet.
Un atome de la $1^{\text{re}}$ colonne a $1$ électron de valence : il lui est bien plus facile d'en céder $1$ que d'en gagner $7$ — il donne un ion de charge $+1$. Un atome de la $17^{\text{e}}$ colonne en a $7$ : il en gagne $1$ et donne un ion de charge $-1$. Les colonnes du milieu, qui devraient en céder ou en gagner quatre, ne forment pas d'ions monoatomiques : le carbone et le silicium font des molécules ou des solides, pas des ions $\mathrm{C^{4-}}$.
| Ion | Nom | Formation | Configuration atteinte |
|---|---|---|---|
| $\mathrm{H^{+}}$ | ion hydrogène (proton) | $\mathrm{H}$ perd $1$ électron | il ne lui reste aucun électron |
| $\mathrm{Na^{+}}$ | ion sodium | $\mathrm{Na}$ perd $1$ électron | celle du néon |
| $\mathrm{K^{+}}$ | ion potassium | $\mathrm{K}$ perd $1$ électron | celle de l'argon |
| $\mathrm{Mg^{2+}}$ | ion magnésium | $\mathrm{Mg}$ perd $2$ électrons | celle du néon |
| $\mathrm{Ca^{2+}}$ | ion calcium | $\mathrm{Ca}$ perd $2$ électrons | celle de l'argon |
| $\mathrm{F^{-}}$ | ion fluorure | $\mathrm{F}$ gagne $1$ électron | celle du néon |
| $\mathrm{Cl^{-}}$ | ion chlorure | $\mathrm{Cl}$ gagne $1$ électron | celle de l'argon |
Attention aux noms. L'ion positif garde le nom de l'élément : $\mathrm{Na^{+}}$ est l'ion sodium. L'ion négatif prend le suffixe -ure : $\mathrm{Cl^{-}}$ est l'ion chlorure, $\mathrm{F^{-}}$ l'ion fluorure. L'exception à connaître est l'ion $\mathrm{O^{2-}}$, qui s'appelle ion oxyde.
3. La liaison covalente et le schéma de Lewis
Quand aucun des deux atomes ne peut arracher un électron à l'autre, ils partagent.
Définition. Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons — un de chaque atome — entre deux atomes. Le couple d'électrons ainsi partagé s'appelle un doublet liant ; il compte dans la couche externe des deux atomes à la fois.
Les électrons de valence qui ne participent à aucune liaison s'associent par paires : ce sont les doublets non liants, qu'on représente par un tiret posé sur l'atome.
Le schéma de Lewis d'une molécule représente tous les électrons de valence : les doublets liants par un tiret entre deux atomes, les doublets non liants par un tiret sur un atome. En seconde, ces schémas sont fournis : ce qu'on demande, c'est de les lire et de justifier la stabilité qu'ils décrivent.
Cinq molécules. Autour de chaque atome, comptons les électrons de valence en attribuant deux électrons par doublet, liant ou non liant : l'oxygène de l'eau en a $8$ ($2$ doublets liants $+$ $2$ non liants), l'azote de l'ammoniac aussi ($3 + 1$), le carbone du méthane également ($4$ liants). Chaque atome d'hydrogène, lui, en a $2$. Tous respectent la règle du duet ou de l'octet : la molécule est plus stable que les atomes isolés.
Comment lire un schéma de Lewis, en trois questions.
- Combien de liaisons par atome ? Un atome forme en général autant de liaisons qu'il lui manque d'électrons pour l'octet : $4$ pour le carbone, $3$ pour l'azote, $2$ pour l'oxygène, $1$ pour l'hydrogène et les halogènes.
- L'octet est-il respecté ? On compte $2$ électrons par tiret touchant l'atome.
- Y a-t-il des liaisons multiples ? Deux tirets entre deux atomes signifient une liaison double ($4$ électrons partagés) : c'est le cas dans $\mathrm{CO_2}$ et dans le dioxygène $\mathrm{O_2}$.
4. L'énergie de liaison
Former une liaison libère de l'énergie ; la rompre en coûte. C'est exactement la même quantité, et c'est elle qui mesure la solidité de la liaison.
Définition. L'énergie de liaison entre deux atomes est l'énergie qu'il faut fournir pour rompre cette liaison, les deux atomes étant séparés et immobiles.
Les deux atomes liés se trouvent plus bas en énergie que les mêmes atomes séparés : c'est ce qui rend la molécule stable. La hauteur de la marche est l'énergie de liaison. Plus elle est grande, plus la liaison est difficile à casser — et plus la molécule est solide.
| Liaison | $\mathrm{H-H}$ | $\mathrm{C-C}$ | $\mathrm{C-H}$ | $\mathrm{O-H}$ | $\mathrm{N \equiv N}$ |
|---|---|---|---|---|---|
| Énergie (kJ par mole de liaisons) | 436 | 348 | 413 | 463 | 945 |
Ces valeurs expliquent des faits très concrets. La liaison $\mathrm{N \equiv N}$ du diazote est plus de deux fois plus solide qu'une liaison $\mathrm{C-C}$ : c'est pourquoi le diazote de l'air, qui représente $78\ \%$ de ce que nous respirons, est si peu réactif — et pourquoi il faut des installations industrielles énormes pour le transformer en engrais.
Exercices corrigés
Exercice 1 — Prévoir la charge d'un ion
Pour chacun des atomes suivants, donner la configuration électronique, le nombre d'électrons de valence, l'ion formé et sa charge : $\mathrm{Li}$ ($Z=3$), $\mathrm{O}$ ($Z=8$), $\mathrm{Mg}$ ($Z=12$).
Correction. — $\mathrm{Li} : 1s^{2}\,2s^{1}$, 1 électron de valence. Il le cède et devient $\mathrm{Li^{+}}$, de configuration $1s^{2}$ : celle de l'hélium (duet). — $\mathrm{O} : 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{4}$, 6 électrons de valence. Il en gagne $2$ et devient $\mathrm{O^{2-}}$ (ion oxyde), de configuration $1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}$ : celle du néon. — $\mathrm{Mg} : 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}$, 2 électrons de valence. Il les cède et devient $\mathrm{Mg^{2+}}$, de configuration $1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}$ : celle du néon également.
Exercice 2 — Lire un schéma de Lewis
Le schéma de Lewis du méthanal s'écrit : l'atome de carbone est lié par une liaison double à un atome d'oxygène et par deux liaisons simples à deux atomes d'hydrogène ; l'oxygène porte en outre deux doublets non liants.
a. Combien d'électrons de valence entourent le carbone ? l'oxygène ? chaque hydrogène ? b. La règle de l'octet est-elle respectée ? c. Donner la formule brute de la molécule.
Correction. a. Carbone : $2$ liaisons simples $+$ $1$ liaison double $=$ $4$ doublets liants, soit $4\times2 = 8$ électrons. Oxygène : $1$ liaison double ($2$ doublets liants) $+$ $2$ doublets non liants $=$ $4$ doublets, soit $8$ électrons. Chaque hydrogène : $1$ doublet liant, soit $2$ électrons. b. Oui : $8$ pour le carbone et l'oxygène (octet), $2$ pour les hydrogènes (duet). c. Un carbone, un oxygène, deux hydrogènes : $\mathrm{CH_2O}$.
Exercice 3 — Compter les doublets
Dans la molécule de dichlore $\mathrm{Cl_2}$, les deux atomes sont unis par une liaison simple.
a. Combien d'électrons de valence possède un atome de chlore isolé ? b. Combien de doublets non liants porte chaque atome dans la molécule ? c. Vérifier la règle de l'octet.
Correction. a. $\mathrm{Cl} : 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}\,3p^{5}$, soit $7$ électrons de valence. b. Sur ces $7$ électrons, $1$ est engagé dans la liaison ; il en reste $6$, qui forment 3 doublets non liants par atome. c. Chaque atome compte $1$ doublet liant $+$ $3$ doublets non liants $= 4$ doublets, soit $8$ électrons : l'octet est respecté, et le dichlore est stable alors que l'atome de chlore isolé ne l'est pas.
Exercice 4 — Comparer des liaisons
À l'aide du tableau du § 4 : a. Quelle liaison est la plus solide ? la moins solide ? b. Quelle énergie faut-il fournir pour rompre toutes les liaisons d'une mole de méthane $\mathrm{CH_4}$ ? c. Pourquoi le diazote est-il si peu réactif ?
Correction. a. La plus solide est $\mathrm{N \equiv N}$ ($945\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}$) ; la moins solide, parmi celles du tableau, est $\mathrm{C-C}$ ($348\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}$). b. Le méthane compte quatre liaisons $\mathrm{C-H}$ : $4 \times 413 = 1652\ \mathrm{kJ}$ par mole de molécules. c. Rompre la triple liaison de $\mathrm{N_2}$ demande $945\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}$, soit plus du double d'une liaison $\mathrm{C-C}$ : très peu de réactions disposent d'une telle énergie. C'est pourquoi le diazote traverse notre atmosphère — et nos poumons — sans réagir.
L'essentiel
- Les gaz nobles ont une couche externe saturée ($2$ ou $8$ électrons de valence) : c'est la configuration de référence de la stabilité.
- Règle du duet et de l'octet : les atomes gagnent, perdent ou partagent des électrons pour l'atteindre.
- Un ion monoatomique garde son noyau : sa charge se lit dans la colonne du tableau périodique ($+1$ en $1^{\text{re}}$ colonne, $-1$ en $17^{\text{e}}$…).
- Une liaison covalente est un doublet liant partagé, qui compte pour les deux atomes ; les électrons restants forment des doublets non liants.
- Un schéma de Lewis se lit en comptant $2$ électrons par tiret touchant l'atome.
- L'énergie de liaison est l'énergie nécessaire pour rompre la liaison : plus elle est grande, plus la molécule est solide.