Stabilité et charge électrique d'une entité chimique

Stabilité et configuration électronique des gaz nobles

Les gaz nobles ou gaz rares sont tous rangés dans la dix-huitième colonne du tableau périodique (hélium, néon, argon, krypton, xénon et radon). Cette famille a la particularité d’être composée de gaz inertes qui ne réagissent quasiment pas avec les éléments des autres familles. Nous avons observé que la couche de valence de cette famille est pleine (c’est la seule famille dans ce cas). En effet, il y a une relation entre la stabilité d’un atome et le fait que sa couche de valence soit totalement remplie.

Exemple

Le néon ($\text{Ne}$) est un gaz noble et possède $10$ électrons. Sa configuration électronique est : $1\text{s}^2$ $2\text{s}^2$ $2\text{p}^6$. Sa couche de valence, c’est-à-dire sa dernière couche peuplée, porte $8$ électrons et est donc pleine.

Un gaz monoatomique est un gaz composé d’atomes solitaires. Sous forme gazeuse, les entités élémentaires sont libres entre elles, contrairement à un métal solide monoatomique où tous les atomes sont identiques mais liés entre eux, ou à des molécules gazeuses où les molécules sont formées d’un nombre précis d’atomes liés entre eux tels que les gaz diatomiques $\text{H}$2H2​ ou $\text{O}$2. Ainsi, les atomes de la famille des gaz nobles n’ont pas la faculté de former des liaisons, ni entre eux, ni avec d’autres atomes.

À retenir

La stabilité des gaz nobles est liée à leur configuration électronique particulière. Leur couche externe porte le nombre maximum d’électrons possible, ils ne se lient pas à d’autres atomes. Toutes les formes ou associations d’atomes qui remplissent leur couche externe sont stables.

Les ions monoatomiques

Contrairement aux gaz rares, les éléments des trois premières et des trois avant-dernières colonnes ont la particularité de se dissoudre facilement : en réalité, ils perdent ou gagnent des électrons. Ils forment alors des ions monoatomiques.

Les cations

Définition

Cation :

Les cations sont des ions ayant des charges positives en excès : ils ont plus de protons que d’électrons. Selon l’excès de charge, on les note $\text{X}^+$ ou $\text{X}^{n+}$.

• Les ions de la première colonne peuvent perdre l’électron de valence présent sur leur couche externe. Ils conservent le même nombre de protons dans leur noyau, donc le même $\text{Z}$, mais la charge globale devient positive puisqu’il y a $\text{Z}$ $\text{q}^{+}$ et $(\text{Z}-1)$ $\text{q}^{-}$. Chaque couple $(\text{q}^{+}$/$\text{q}^{-})$ se neutralisant électriquement, il reste une charge $\text{q}^{+}$ seule.

C’est le cas de l’hydrogène qui donne $\text{H}^{+}$, du sodium qui donne $\text{Na}^{+}$ et du potassium qui donne $\text{K}^{+}$. Les entités sont toujours de l’hydrogène $(\text{Z}=1)$, du sodium $(\text{Z}=3)$ ou du potassium $(\text{Z}=11)$, mais chargées positivement. Si ces ions récupèrent un électron, ils redeviennent un atome neutre.

Exemple

Le sodium $\text{Na}$ possède $11$ électrons et sa configuration électronique est la suivante : $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{6}$ $3\text{s}^{1}$. L’électron libre de sa couche de valence lui cause une instabilité. Ainsi, si le sodium perd un électron et devient $\text{Na}^{+}$, sa configuration électronique devient : $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{6}$, avec une couche de valence entièrement remplie, l’ion $\text{Na}^{+}$ est stable. Ayant perdu le seul électron de leur couche externe, celle-ci est vide, comme si elle n’existait plus.

Ce type d’ions se retrouvent donc avec une couche externe pleine, leur avant dernière-couche. Ils peuvent demeurer facilement isolés, comme des gaz nobles.

• Les ions de la seconde colonne, qui perdent deux électrons, sont dans la même configuration : une ancienne couche externe vide, et donc une dernière couche effective pleine. Ils ont deux charges $\text{q}^{+}$ en excès.

C’est le cas des ions calcium $\text{Ca}^{2+}$ et des ions magnésium $\text{Mg}^{2+}$. Le même raisonnement peut être appliqué aux autres atomes des trois premières colonnes de la classification périodique.

À retenir

Un atome ne peut pas perdre plus d’électrons que ses électrons de valence, et pas plus de trois au total.

Les anions

Définition

Anion :

Les anions sont des ions ayant des charges négatives en excès : ils ont plus d’électrons que de protons. Selon l’excès de charge, on les note $\text{X}^{-}$ ou $\text{X}^{n-}$.

Ceux de la dix-septième colonne peuvent gagner un électron et ainsi remplir leur couche de valence. Ils ont alors une charge négative $\text{q}^{-}$ en excès. Ce sont aussi des ions monoatomiques, chargés négativement. Les cas à connaître sont les ions chlorures $\text{Cl}^{-}$ et fluor $\text{F}^{-}$.

Exemple

Le fluor possède $9$ électrons et sa configuration électronique est : $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{5}$. Pour se stabiliser, cet atome aura tendance à gagner un électron et ainsi à remplir entièrement sa couche de valence en donnant l’anion $\text{F}^{-}$ de configuration électronique $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{6}$.

À retenir

Un atome ne peut pas gagner plus d’électrons que son déficit en électrons de valence, et pas plus de trois.

Exemple

Le sel de table est une association $\text{NaCl}$, de $1$ pour $1$. Lorsqu’il est dans l’eau, les deux atomes du chlorure de sodium se séparent en échangeant un électron. Le sodium Na perd un électron et devient un cation Na+ (de configuration électronique $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{6}$). Cet électron va remplir la couche externe d’un atome de chlore $\text{Cl}$ pour devenir un anion $\text{Cl}^{-}$ (de configuration électronique $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{6}$ $3\text{s}^{2}$ $3\text{p}^{6}$). Cet échange ne fonctionne que dans la proportion un pour un : chaque ion sera libre dans l’eau, mais il y aura toujours autant de cations que d’anions.

Les molécules

Les éléments qui produisent des ions entrent également dans la composition de molécules, comme d’autres atomes. Les molécules sont stables, les atomes qui la composent demeurent accrochés les uns aux autres, sauf si on apporte de l’énergie ou d’autres éléments chimiques qui peuvent réagir avec elles. Le modèle de Lewis permet de représenter la structure des molécules à l’échelle microscopique.

Le lien entre atomes dans une molécule

Tout se passe comme si chaque atome cherchait à avoir une couche externe entièrement remplie, qui représente une situation très stable.

Exemple

Prenons l’exemple de l’eau, dont la molécule est formée d’un atome d’oxygène $\text{O}$, de $\text{Z}=8$ et de configuration électronique $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{4}$, et de $2$ atomes d’hydrogène $\text{H}$, de $\text{Z}=1$ et de configuration électronique $1\text{s}^{1}$. Si les trois atomes se rapprochent, les couches électroniques externes se superposent. Comme l’oxygène a beaucoup de protons dans son noyau, il va attirer les électrons de deux atomes d’hydrogène et ainsi compléter sa couche externe à $10$ et aura alors la configuration électronique équivalente à $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{p}^{6}$. L’orientation des noyaux $\text{H}$ vont alors se figer. Les deux noyaux d’hydrogène vont également attirer chacun un électron de la couche de valence de l’oxygène et ainsi compléter leur couche externe à $2$, comme l’hélium et auront une configuration électronique équivalente à $1\text{s}^{2}$. Les atomes de chaque couple $\text{O}-\text{H}$ ont chacun mis en commun $1$ électron et sont alors liés par une liaison dite covalente formée d’un doublet d’électrons de valence. C’est une liaison forte, difficile à briser. C’est une configuration qui convient électroniquement aux deux espèces, mais toujours avec deux $\text{H}$ pour un $\text{O}$.

Les atomes se rapprochent

Les atomes sont liés

Si nous étendons ce mécanisme à d’autres atomes, il faut à chaque fois des doublets d’électrons de valence pour accrocher les atomes entre eux. Nous verrons plus tard que certaines liaisons existent avec deux ou même trois couples, ce sont des liaisons doubles ou triples.

Faisons l’exercice avec l’azote $\text{N}$, de $\text{Z}=7$, juste avant l’oxygène dans le tableau périodique. Il faut trois atomes $\text{H}$ qui se lient avec $\text{N}$ pour que celui-ci complète sa couche externe à $8$ ($5$ de l’azote, et $3$ provenant des hydrogènes). Nous obtenons $\text{NH}_{3}$ qui est la molécule d’ammoniac, un gaz incolore mais irritant.

À retenir

Pour connaître le nombre possible de liaisons covalentes d’un atome, il faut déterminer le plus petit nombre d’électrons qu’il faut ajouter ou enlever pour obtenir une couche externe totalement remplie.

La représentation de Lewis

Lorsqu’on a déterminé le nombre de liaisons covalentes possibles, on sait qu’il y a autant d’électrons de l’atome qui vont y participer : ce sont les électrons célibataires. Les autres s’organisent en doublets non liants qui ne participeront pas aux liaisons entre atomes.

Une première représentation consiste à présenter uniquement les électrons de valence autour du symbole de l’atome, sous forme d’un point s’ils sont célibataires, ou de deux points s’ils s’associent en doublets non liants.

Dans une molécule, on entoure les électrons célibataires formant une liaison covalente :

Le gaz carbonique $\text{CO}_{2}$ avec ses deux doubles liaisons covalentes et ses doublets non liants

La représentation de Lewis propose une représentation plus pratique pour les molécules en remplaçant les doublets par de simples traits, soit entre les atomes dans le cas des liaisons, soit sur les atomes pour les doublets non liants.

Concernant l’eau, la représentation de gauche est schématique, celle de droite tente de représenter la géométrie réelle de la molécule.

La représentation de Lewis est très utile car elle permet de modéliser des réactions chimiques avec disparition ou création de liaisons.

À retenir

Pour représenter une molécule selon le modèle de Lewis, il faut :

• représenter tous les atomes avec leurs liaisons covalentes et leurs doublets non liants ;
• déterminer l’atome avec le plus grand nombre de liaisons covalentes qui devient central ;
• disposer les autres atomes de sorte à respecter la formule brute de la molécule.

Exemple

Le méthane, noté $\text{CH}_{4}$, est un gaz issu de la fermentation d’éléments carbonés. Il est constitué d’un atome de carbone et de quatre atomes d’hydrogène.

• L’atome d’hydrogène a un électron célibataire, donc une seule liaison covalente possible.
• Le carbone a une configuration électronique $1\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{2}$ $2\text{s}^{4}$, il a donc quatre électrons célibataires, donc quatre liaisons covalentes possibles.
• Le carbone sera central et on obtient :

L’énergie de liaison

Les molécules sont plus ou moins faciles ou difficiles à former, ou à défaire.

Prenons le cas de l’eau, formée d’oxygène et d’hydrogène. Dans la nature, il n’y a quasiment pas d’atomes d’oxygène ou d’hydrogène seuls. Il y a très peu de dihydrogène, un peu de dioxygène ($20\,\%$ de notre atmosphère proche), et beaucoup d’eau. Pourquoi cette situation très différenciée ?

• Parce que l’eau ne redevient pas spontanément de l’hydrogène ou de l’oxygène.
• Parce que le dioxygène ne forme pas spontanément des atomes d’oxygène, mais que ceux-ci formeront du dioxygène assez facilement.

Et s’il y a très peu de dihydrogène, c’est que l’hydrogène se liera plus facilement avec d’autres atomes qu’avec lui-même. Le dihydrogène est en particulier très réactif avec l’oxygène avec qui il formera très facilement de l’eau.

Il y a donc une différence de force entre les liaisons $\text{H}-\text{H}$, $\text{O}-\text{O}$ et $\text{O}-\text{H}$. Cette force correspond à l’énergie de liaison, c’est-à-dire l’énergie qu’il faut apporter pour briser une liaison.

Plus les énergies de liaison d’une molécule sont importantes, plus la molécule est stable, car il faut beaucoup d’énergie pour séparer chacun de ses atomes.

Dans une réaction chimique, les atomes demeurent mais se réarrangent autrement. Il y a donc des liaisons qui se brisent et d’autres qui se forment, de l’énergie nécessaire et de l’énergie libérée. Le bilan peut être positif ou négatif. Il faut chauffer certains mélanges pour qu’ils réagissent, d’autres mélanges chauffent spontanément en réagissant, parfois jusqu’à l’explosion. Les réactions chimiques qui réclament de l’énergie sont endothermiques, et celles qui libèrent de l’énergie sont exothermiques.

À retenir

Les liaisons covalentes sont des liaisons fortes qui ne se brisent pas facilement. Il est possible de les briser en apportant suffisamment d’énergie. C’est l’énergie de liaison, qui dépend de chaque type de liaison.