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Vers des entités plus stables
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Cours
Vers des entités plus stables
Introduction
Au chapitre précédent, tu as découvert que les gaz nobles (He, Ne, Ar…) sont des éléments chimiquement très stables : ils ne forment pratiquement aucune liaison avec d'autres atomes. Leur point commun ? Une couche de valence complètement remplie (2 électrons pour l'hélium, 8 pour les autres).
Cette observation est la clé de toute la chimie : les autres atomes, dont la couche de valence est incomplète, cherchent à acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche. Pour y parvenir, ils ont deux stratégies : perdre ou gagner des électrons (formation d'ions) ou mettre en commun des électrons (formation de molécules par liaisons covalentes).
1. La stabilité des gaz nobles : le modèle de référence
1.1 Configurations électroniques des gaz nobles
Les gaz nobles possèdent une couche de valence saturée :
| Gaz noble | Z | Configuration électronique | Électrons de valence |
|---|---|---|---|
| Hélium (He) | 2 | 1s² | 2 (couche 1 pleine) |
| Néon (Ne) | 10 | 1s² 2s² 2p⁶ | 8 (couche 2 pleine) |
| Argon (Ar) | 18 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ | 8 (couche 3 pleine) |
1.2 La règle de stabilité
La grande stabilité chimique des gaz nobles est directement liée à leur couche de valence saturée. Les autres atomes tendent à évoluer pour atteindre la même configuration électronique de valence qu'un gaz noble :
- Règle du duet : les atomes proches de l'hélium (H, Li, Be) cherchent à avoir 2 électrons sur leur couche de valence.
- Règle de l'octet : les atomes des périodes 2 et 3 cherchent à avoir 8 électrons sur leur couche de valence.
À retenir : les atomes cherchent à acquérir la configuration électronique de valence du gaz noble le plus proche, soit par gain/perte d'électrons (ions), soit par mise en commun d'électrons (liaisons covalentes).
2. Les ions monoatomiques
2.1 Formation des ions
Un ion monoatomique est un atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons pour atteindre la configuration électronique de valence d'un gaz noble.
- Un atome qui perd des électrons devient un cation (charge positive). Ce sont généralement les métaux (à gauche du tableau périodique).
- Un atome qui gagne des électrons devient un anion (charge négative). Ce sont généralement les non-métaux (à droite du tableau périodique).
2.2 Déterminer la charge d'un ion à partir du tableau périodique
La charge de l'ion formé dépend du nombre d'électrons à perdre ou à gagner pour atteindre la configuration du gaz noble le plus proche :
| Atome | Z | Config. électronique | Gaz noble visé | Stratégie | Ion formé |
|---|---|---|---|---|---|
| Sodium (Na) | 11 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ | Néon (2s² 2p⁶) | Perd 1 e⁻ | Na⁺ |
| Potassium (K) | 19 | …3s² 3p⁶ 4s¹ | Argon (3s² 3p⁶) | Perd 1 e⁻ | K⁺ |
| Calcium (Ca) | 20 | …3s² 3p⁶ 4s² | Argon (3s² 3p⁶) | Perd 2 e⁻ | Ca²⁺ |
| Magnésium (Mg) | 12 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² | Néon (2s² 2p⁶) | Perd 2 e⁻ | Mg²⁺ |
| Chlore (Cl) | 17 | …3s² 3p⁵ | Argon (3s² 3p⁶) | Gagne 1 e⁻ | Cl⁻ |
| Fluor (F) | 9 | 1s² 2s² 2p⁵ | Néon (2s² 2p⁶) | Gagne 1 e⁻ | F⁻ |
| Hydrogène (H) | 1 | 1s¹ | Hélium (1s²) | Perd 1 e⁻ | H⁺ |
Raccourci : les éléments de la colonne 1 forment des ions +1, ceux de la colonne 2 des ions +2, ceux de la colonne 16 des ions −2, ceux de la colonne 17 des ions −1.
2.3 Les ions à connaître par cœur
Tu dois savoir nommer ces ions et écrire leur formule à partir de leur nom :
| Nom de l'ion | Formule | Type |
|---|---|---|
| Ion hydrogène | H⁺ | Cation |
| Ion sodium | Na⁺ | Cation |
| Ion potassium | K⁺ | Cation |
| Ion calcium | Ca²⁺ | Cation |
| Ion magnésium | Mg²⁺ | Cation |
| Ion chlorure | Cl⁻ | Anion |
| Ion fluorure | F⁻ | Anion |
Remarque : le nom des anions monoatomiques se termine toujours par le suffixe -ure (chlorure, fluorure, oxyde, sulfure…).
3. Les molécules et la liaison covalente
3.1 Pourquoi des liaisons covalentes ?
Certains atomes ne forment pas d'ions facilement (notamment les non-métaux entre eux). Ils utilisent une autre stratégie : la mise en commun d'électrons. Chaque atome met en commun un ou plusieurs de ses électrons de valence avec un autre atome pour former une liaison covalente. Les deux atomes « partagent » alors ces électrons, et chacun se retrouve avec une couche de valence qui se rapproche de celle d'un gaz noble.
Définition : une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons (un de chaque atome, ou les deux du même atome) entre deux atomes. Elle est représentée par un tiret (—) entre les deux atomes dans le schéma de Lewis.
3.2 Le modèle de Lewis
Le modèle de Lewis permet de représenter la répartition des électrons de valence autour des atomes dans une molécule. On distingue :
- Les doublets liants : paires d'électrons partagées entre deux atomes (ils forment les liaisons covalentes). On les représente par un tiret entre les deux atomes.
- Les doublets non-liants (ou paires libres) : paires d'électrons qui appartiennent à un seul atome et ne participent pas à une liaison. On les représente par un tiret à côté de l'atome.
3.3 Déterminer le nombre de liaisons et de doublets non-liants
Pour un atome de numéro atomique Z ≤ 18, le nombre d'électrons de valence détermine le nombre de liaisons et de doublets non-liants :
| Atome | Électrons de valence | Liaisons formées | Doublets non-liants |
|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 | 0 |
| C | 4 | 4 | 0 |
| N | 5 | 3 | 1 |
| O | 6 | 2 | 2 |
| F, Cl | 7 | 1 | 3 |
Règle : pour les atomes de la période 2 et 3, le nombre total de doublets (liants + non-liants) autour de chaque atome doit être 4 (pour satisfaire la règle de l'octet, soit 4 × 2 = 8 électrons). Pour l'hydrogène, c'est 1 doublet (règle du duet, 1 × 2 = 2 électrons).
3.4 Exemples de schémas de Lewis
Rappel : en seconde, les schémas de Lewis sont fournis et interprétés, pas construits de zéro. Mais il est essentiel de savoir les lire et les justifier.
Interprétation : dans chaque schéma de Lewis, on vérifie que chaque atome respecte la règle de l'octet (ou du duet pour H) en comptant le nombre total d'électrons autour de lui : chaque liaison compte pour 2 e⁻, chaque doublet non-liant aussi. Le total doit être 8 (ou 2 pour H).
4. Énergie de liaison
4.1 Définition qualitative
Quand deux atomes forment une liaison covalente, l'entité obtenue (la molécule) est plus stable que les deux atomes isolés. Pour rompre cette liaison, il faut fournir de l'énergie au système. Cette énergie s'appelle l'énergie de liaison.
À retenir : l'énergie de liaison est l'énergie qu'il faut fournir pour casser une liaison entre deux atomes. Plus cette énergie est grande, plus la liaison est forte et la molécule stable.
4.2 Quelques ordres de grandeur
| Liaison | Énergie de liaison (kJ·mol⁻¹) | Force |
|---|---|---|
| C−C (simple) | 348 | Moyenne |
| C=C (double) | 614 | Forte |
| C≡C (triple) | 839 | Très forte |
| O−H | 463 | Forte |
| C−H | 412 | Moyenne-forte |
| N≡N | 945 | Très forte (N₂ très stable) |
Observation : une liaison double est plus forte qu'une liaison simple, et une liaison triple est plus forte qu'une liaison double. Cela explique par exemple la grande stabilité du diazote N₂ (triple liaison N≡N).
L'essentiel du chapitre
Stabilité des gaz nobles : couche de valence saturée (2 e⁻ pour He, 8 e⁻ pour Ne et Ar). C'est la configuration de référence.
Règle du duet : les atomes proches de He cherchent 2 e⁻ de valence. Règle de l'octet : les autres atomes (périodes 2-3) cherchent 8 e⁻ de valence.
Ions monoatomiques : formés par perte (cations : Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Mg²⁺, H⁺) ou gain (anions : Cl⁻, F⁻) d'électrons pour atteindre la configuration d'un gaz noble.
Liaison covalente : mise en commun de 2 électrons entre deux atomes. Représentée par un tiret dans le schéma de Lewis.
Schéma de Lewis : représentation des doublets liants (liaisons) et non-liants (paires libres) autour de chaque atome. Chaque atome doit respecter l'octet (ou le duet pour H).
Énergie de liaison : énergie à fournir pour rompre une liaison. Plus elle est élevée, plus la liaison est forte et la molécule stable.
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