Cours : Stabilité et charge électrique d'une entité chimique

Les gaz nobles

En se référant au tableau périodique, nous trouvons à la colonne 18 les éléments suivants :

Ils sont appelés gaz inertes, mais on peut aussi les appeler gaz nobles ou gaz rares car ils ne réagissent pratiquement pas avec les autres éléments.

À retenir

On peut expliquer cette stabilité par la configuration électronique de leur couche de valence qui est saturée. Ils possèdent $8$ électrons de valence, excepté l’hélium qui n’en possède que $2$.
La structure atomique des gaz nobles des trois premières périodes est :

• $\text{He}$ : $1\text{s}^{2}$
• $\text{Ne}$ : $1\text{s}^{2}\,2\text{s}^{2}\,2\text{p}^{6}$
• $\text{Ar}$ : $1\text{s}^{2}\,2\text{s}^{2}\,2\text{p}^{6}\,3\text{s}^{2}\,3\text{p}^{6}$

Les autres éléments n’existent pas naturellement sous forme d’atomes isolés.

• Les gaz rares sont les éléments chimiques les plus stables, ils sont inertes chimiquement.

Rappel

On donne le nom d’élément chimique à l’ensemble d’entités chimiques (atome, isotope ou ion) caractérisées par le même nombre de protons $Z$ du noyau.

• Lors d’une transformation chimique il y a conservation de l’élément chimique.

Quelques propriétés et utilisations des gaz nobles.

• Le symbole de l’hélium est $\text{He}$, de nombre atomique $Z = 2$ et de masse atomique $g = 4\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$. Une des utilisations bien connue de l’hélium est le gonflage de ballons de baudruche ou stratosphériques ou encore de dirigeables. Ce gaz a remplacé le dihydrogène $\text{H}_2$ inflammable comme le témoigne l’explosion du dirigeable Hindenburg en 1937.
• Le néon de symbole $\text{Ne}$, de nombre atomique $Z=10$ et de masse atomique $g = 20,18\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ est présent dans les tubes luminescents et des enseignes lumineuses.
• L’argon noté $\text{Ar}$ a pour nombre atomique $Z=18$ et une masse atomique de $g = 39,1\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$. Il permet la soudure sous atmosphère protectrice pour éviter l’oxydation.
• Le radon noté $\text{Rn}$, de nombre atomique $Z=86$ est le seul gaz noble radioactif.

Les ions monoatomiques

Au cours des transformations chimiques, les atomes cherchent à compléter leur couche de valence pour obtenir la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans la classification.

• Ils peuvent capter ou céder des électrons et devenir des ions négatifs ou positifs ou partager des électrons en réalisant des liaisons chimiques.

Propriétés des ions sodium $\text{Na}^+$ et sulfure $\text{S}^{2-}$ :

À retenir

• Un atome qui perd des électrons devient un ion positif, c’est un cation.
• Un atome qui gagne des électrons devient un ion négatif, c’est un anion.

Attention

L’atome de carbone $\text{C}$ est un cas particulier, il ne donne pas d’ions, car il lui faudrait perdre ou gagner $4$ électrons ce qui demande une énergie trop importante. Mais, il pourra former des liaisons avec d’autres atomes, comme le méthane $\text{CH}$4CH4​ ou encore le dioxyde de carbone $\text{CO}$2.

Étant composés d’un seul noyau la formule chimique des ions monoatomiques est constituée d’un symbole atomique et d’un exposant positif pour les cations ($+$, $2+$ ou $3+$) et négatif pour les anions ($-$, $2-$ ou $3-$).
La structure électronique des ions s’écrit en suivant les mêmes règles que celles pour l’atome, c’est-à-dire par remplissage successif des différentes sous-couches par énergie croissante.

Exemple

L’ion magnésium a pour numéro atomique $Z=12$ et possède $10$ électrons.
Sa charge totale est $12\text{e} - 10\text{e} = 2\text{e}$, soit deux charges élémentaires ($12$ protons et $10$ électrons).

Formule de l’ion magnésium $\text{Mg}^{2+}$.
On peut déduire sa structure électronique de celle de l’atome correspondant :

• $\text{Mg}$ : $1\text{s}^{2}\,2\text{s}^{2}\,2\text{p}^{6}\,3\text{s}^{2}$

Il perd $2$ électrons et donc à retirer des sous-couches externes soit :

• $\text{Mg}^{2+}$ : $1\text{s}^{2}\,2\text{s}^{2}\,2\text{p}^{6}$

Sa structure électronique correspond aussi à la structure du gaz noble le plus proche : le néon $\text{Ne}$.

• La perte d’un ou plusieurs électrons, appelé ionisation, demande un apport d’énergie suffisant, au cours d’une réaction chimique, grâce à l’énergie électrique (électrolyse), par un frottement mécanique (électrisation d’un isolant) ou sous l’influence d’un rayonnement électromagnétique (lumière).

Astuce

Utilisons le tableau périodique simplifié pour trouver la charge de quelques ions. Les atomes de la colonne 1 peuvent perdre 1 électron, ceux de la colonne 2 en perdre 2 et donner des cations. Les atomes des colonnes 17 peuvent gagner 1 électron pour donner des anions. [/TAB]

Les légendes colorées correspondent aux ions ayant la même structure électronique du gaz noble le plus proche.

Les molécules

La représentation de Lewis

Les éléments chimiques autres que les gaz nobles n’existent pas naturellement sous forme d’atomes isolés. Ils forment des ions, des cristaux ou des molécules. Lors d’une transformation chimique, il y a conservation des éléments chimiques donc des noyaux. Seuls interviennent les électrons de valence et les atomes cherchent à compléter leur couche de valence à $2$ ou $8$ électrons pour obtenir une structure électronique saturée plus stable similaire à celle d’un gaz noble.

• Des plus simples ($\text{H}_2$) aux plus complexes ($\text{ADN}$), les molécules sont formées d’entités chimiques stables et neutres.

G. Lewis proposa un modèle de liaison chimique, en postulant l’existence de doublets électroniques appartenant à la couche de valence.

Définition

Représentation de Lewis :

La représentation de Lewis d’une espèce chimique permet de représenter toutes les liaisons : les doublets liants et les doublets non-liants des atomes.

À retenir

Pour former les liaisons, des électrons sont mis en commun entre deux atomes par paires formant des doublets liants :

• un doublet liant pour une liaison simple, soit $2$ électrons mis en commun entre deux atomes ;
• deux doublets liants pour une liaison double, soit $4$ électrons mis en commun entre deux atomes ;
• trois doublets liants pour une liaison triple, soit $6$ électrons mis en commun entre deux atomes.

Les électrons ne participant pas à la liaison, ils se regroupent par paires et forment des doublets non liants.

• Chaque doublet liant est représenté par un trait entre deux atomes, chaque doublet non liant par un trait autour de l’atome.

Dans une molécule, chaque atome est entouré d’un ou quatre doublets soit $2$ ou $8$ électrons.

La formule de Lewis

Une méthode permet d’écrire la formule de Lewis d’une molécule : l’utilisant d’un tableau.

• Ainsi, vous n’avez plus qu’à dessiner la formule de Lewis avec les informations du tableau, mais prenons un exemple et appliquons la méthode.

Exemple

Prenons le chlorure d’hydrogène $\text{HCl}$

A : formule brute	$\text{HCl}$ (chlorure d’hydrogène gazeux)
B : atomes	$\text{H}$ (hydrogène)	$\text{Cl}$ (chlore)
C : couche de valence	$\text{s}^{1}$	$\text{s}^{2}\,\text{p}^{5}$
D : électrons de valence	$1$	$7$
E : nombre $e^-$ à apporter	$1$	$1$
F : nombre liaisons de covalence	$1$	$1$
G : nombre doublets non liants	$0$	$\green{3}$

Remarques :
Les lignes E et F sont identiques, chaque liaison covalente « apporte » un électron à la couche de valence de chaque atome.
La somme des lignes F et G indique le nombre total de doublets ($1$ ou $4$) autour de chaque atome.

• Écriture de la formule de Lewis correspondante :

Écriture de la formule de Lewis du chlorure d’hydrogène gazeux

• Représentation de Lewis de la molécule d’eau $(\text{H}_{2}\text{O})$ : (forme coudée)

• Représentation de Lewis du dioxyde de carbone $(\text{CO}_2)$ : (molécule linéaire)

• La formule de Lewis donne la structure des molécules et permet dans certains cas de déduire leur forme géométrique, due en particulier aux forces de répulsion entre les doublets.

Énergie de liaison

La mise en commun d’électrons de valence confère, à la liaison formée, une énergie permettant la stabilité chimique des molécules.

À retenir

On appelle énergie de liaison, au sens strict, l’énergie nécessaire pour former la liaison entre 2 atomes liés. Mais, par conservation d’énergie, elle se trouve être la même que celle qu’il faut fournir pour la rompre.

L’énergie de liaison se note $E$ et s’exprime en joule $(\text{J})$.

• Ainsi plus l’énergie de liaison est élevée, plus il est difficile de la rompre et donc plus la molécule est stable.

Cette énergie peut se calculer ou bien se mesurer expérimentalement. Par exemple en mesurant la quantité de chaleur produite par la combustion du carbone dans le dioxygène pour former du dioxyde de carbone.