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 appelés gaz inertes, (gaz nobles ou gaz rares), car ils ne réagissent pratiquement pas avec les autres éléments.
On peut expliquer cette stabilité par la configuration électronique de leur couche de valence qui est saturée.
La structure atomique des gaz nobles des trois premières périodes est :
$\text{He}$ : $1\text{s}^{2}$
$\text{Ne}$ : $1\text{s}^{2}\,2\text{s}^{2}\,2\text{p}^{6}$
$\text{Ar}$ : $1\text{s}^{2}\,2\text{s}^{2}\,2\text{p}^{6}\,3\text{s}^{2}\,3\text{p}^{6}$

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.
Un atome qui perd des électrons devient un ion positif (cation), un atome qui gagne des électrons devient un ion négatif (anion).
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.
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 ionisation, demande un apport d’énergie suffisant, au cours d’une réaction chimique.

Lors d’une transformation chimique, il y a conservation des éléments chimiques donc des noyaux.
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.
Pour former les liaisons :
Des électrons sont mis en commun entre deux atomes par paires formant des doublets liants, représenté par un trait entre deux atomes.
Les électrons ne participant pas à la liaison, se regroupent par paires et forment des doublets non liants, représenté par un trait autour de l’atome.

Une méthode permet d’écrire la formule de Lewis d’une molécule : l’utilisant d’un tableau.
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	$0$	$3$

Écriture de la formule de Lewis correspondante :

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

Quelques molécules à connaître :

Écriture de la formule de Lewis de l’eau

Écriture de la formule de Lewis du dioxyde de carbone

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.

La mise en commun d’électrons de valence confère, à la liaison formée, une énergie permettant la stabilité chimique des molécules.
On appelle énergie de liaison, au sens strict l’énergie nécessaire pour former une liaison. Mais, par conservation d’énergie, elle se trouve être la même que celle qu’il faut fournir pour la rompre.
Ainsi plus l’énergie de liaison est élevée, plus il est difficile de la rompre et donc plus la molécule est stable.