De l'atome vers des entités plus stables chimiquement : les molécules et les ions

I. Les principales entités chimiques

1. Les atomes

• Pour rappel :

  $\circ\quad$ Un atome est une entité électriquement neutre composée d'un noyau (constitué de nucléons, qui sont soit des protons, soit des neutrons) et d'un nuage d'électrons gravitant autour de ce noyau.

  $\circ\quad$ Ces électrons sont répartis autour du noyau sur des couches électroniques différentes, admettant chacune un nombre d'électrons et un nombre de sous-couche(s) bien déterminés.

  $\circ\quad$ Cette configuration électronique d'un atome et plus particulièrement sa couche externe lui confère des propriétés qui lui sont propres : c'est la classification périodique des éléments.

• Toutes les notions à connaître sont détaillées dans la fiche suivante :

Cortège électronique de l'atome et classification périodique

2. Les ions monoatomiques

• Définitions :

  $\circ\quad$ Un cation est un atome capable de céder $1$, $2$ ou $3$ électrons : c'est un ion monoatomique chargé positivement.

  $\circ\quad$ Un anion est un atome capable de capter $1$, $2$ ou $3$ électrons : c'est un ion monoatomique chargé négativement.

• Exemples d'ions monoatomiques :

  $\circ\quad$ L'ion hydrogène, noté $H^+$, est chargé positivement : il a cédé $1$ électron ;

  $\circ\quad$ L'ion chlorure, noté $Cl^-$, est chargé négativement : il a capté $1$ électron ;

  $\circ\quad$ L'ion calcium, noté $Ca^{2+}$, est chargé positivement : il a cédé $2$ électrons.

• Remarque : il existe des ions polyatomiques qui seront étudiés en classe de première. Ces définitions seront tout aussi valables.

3. Les molécules

$\textcolor{purple}{\text{a. Notion}}$

• Définition :

  Une molécule est une entité chimique électriquement neutre comprenant un ensemble d'atomes (au moins deux) identiques ou non, liés entre eux par une ou plusieurs liaisons dites de covalence (ou liaisons covalentes).

• Remarque (hors programme) : il existe des forces plus faibles telles que les liaisons hydrogène et celles de type van der Waals à l'état liquide et/ou solide.

$\textcolor{purple}{\text{b. Liaison covalente (ou liaison de covalence)}}$

• Définition :

  $\circ\quad$ Une liaison covalente résulte de la mise en commun de $2$ électrons de valence (= électrons sur la couche externe) entre deux atomes.

  $\circ\quad$ Ces électrons sont appelés doublet de liaison ou doublet liant.

  $\circ\quad$ Le partage de $1$, $2$ et $3$ paires d'électrons s'appelle respectivement liaison simple, liaison double et liaison triple.

$\textcolor{purple}{\text{c. Formule brute d'une molécule}}$

• Définition :

  $\circ\quad$ La formule brute d'une molécule correspond à l'écriture la plus compacte pour décrire sa composition.

  $\circ\quad$ Elle est construite à partir du symbole des atomes la constituant et de leurs nombres respectifs indiqués en indice.

• Exemple : l'air est constitué essentiellement de molécules de diazote ($N_2$) et de dioxygène ($O_2$), mais également de dioxyde de carbone ($CO_2$) et de méthane ($CH_4$) dans des proportions moindres.

II. Stabilité d'un ion monoatomique

1. Gaz nobles et configuration électronique

• L'hélium, le néon, l'argon, le krypton, le xénon et le radon forment la famille des gaz nobles. Ces derniers sont situés sur la 18^e colonne de la classification périodique des éléments.

• Les gaz nobles ne réagissent jamais avec une autre entité chimique, ils sont donc caractérisés par une très grande stabilité (ou inertie chimique). C'est la raison pour laquelle ils sont également désignés comme étant des gaz rares ou gaz inertes.

• Cette stabilité (ou inertie chimique) s'explique par leur configuration électronique : ces derniers possèdent une couche électronique externe saturée (= remplie) dite en duet (2 électrons pour l'hélium) ou en octet (8 électrons pour les autres) :

  $\circ\quad$ L'hélium, noté $He$, de numéro atomique $Z = 2$, a pour configuration électronique $1\textcolor{red}{s^2}$, soit $\textcolor{red}{2}$ électrons de valence (d'où le substantif duet) ;

  $\circ\quad$ Le néon, noté $Ne$, de numéro atomique $Z = 10$, a pour configuration électronique $1s^2\textcolor{red}{2s^22p^6}$, soit $\textcolor{red}{8}$ électrons de valence (d'où le substantif octet) ;

  $\circ\quad$ L'argon, noté $Ar$, de numéro atomique $Z = 18$, a pour configuration électronique $1s^22s^22p^6\textcolor{red}{3s^23p^6}$, soit $\textcolor{red}{8}$ électrons de valence (d'où le substantif octet) ;

  $\circ\quad$ Etc.

2. Règle de stabilité (ou règle du duet et de l'octet)

• Dans la nature, quelle que soit la transformation opérée (chimique, physique ou nucléaire), les entités chimiques cherchent à tendre vers des états plus stables.

• En l'occurrence ici, les atomes vont chercher à gagner ou perdre des électrons pour acquérir une configuration électronique externe en duet ou en octet d'un gaz noble.

• Règle de stabilité (ou règle du duet et de l'octet) :

  $\circ\quad$ Les atomes dont le numéro atomique est proche de $Z = 2$ dans la classification périodique vont chercher à obtenir une couche externe saturée (= remplie) en duet ($1s^2$), qui est celle de l'hélium $\rightarrow$ c'est la règle du duet ;

  $\circ\quad$ Les autres atomes ($Z \ge 4$) cherchent à obtenir une couche externe saturée (= remplie) en octet ($ns^2np^6$), qui correspond à celle du gaz noble le plus proche dans la classification : néon ou argon $\rightarrow$ c'est la règle de l'octet.

• Remarque importante : pour connaître l'ion monoatomique le plus stable, l'atome correspondant doit céder ou capter le moins d'électrons possible.

• Exemple :

  $\circ\quad$ L'atome de chlore, noté $Cl$, de numéro atomique $Z = 17$, a pour configuration électronique $1s^22s^22p^6\textcolor{red}{3s^23p^5}$ ;

  $\circ\quad$ D'après la classification périodique des éléments, le gaz noble le plus proche est l'argon ($Ar$) dont la configuration électronique est $1s^22s^22p^6\textcolor{red}{3s^23p^6}$ ;

  $\circ\quad$ Ainsi, pour remplir (ou saturer) sa couche externe en octet, ce dernier doit capter $1$ électron : c'est l'ion chlorure, noté $Cl^-$, de même configuration électronique que l'argon ($1s^22s^22p^6\textcolor{red}{3s^23p^6}$).

III. Stabilité d'une molécule, représentation de Lewis et énergie de liaison

1. La molécule, une entité chimique également stable

• Comme nous l'avons vu précédemment, une liaison covalente résulte de la mise en commun de $2$ électrons de valence (= électron sur la couche électronique externe) entre deux atomes, appelés doublet liant (ou doublet de liaison).

• Le doublet liant permet donc à chaque atome impliqué de gagner un électron sur sa couche externe : il est symbolisé par un tiret. Ainsi une liaison double permettra à l'atome de gagner $2$ électrons sur sa couche externe et une liaison triple $3$ électrons.

• Définition :

  Un doublet non liant est une paire d'électrons de la couche externe d'un atome qui n'est pas impliquée dans une liaison de covalence.

• En vertu de la règle du duet et de l'octet :

  $\circ\quad$ Chaque atome d'une molécule va donc chercher à capter ou céder le nombre suffisant d'électrons de manière à acquérir une configuration électronique stable (= couche externe saturée en duet ou en octet) ;

  $\circ\quad$ L'atome acquiert ainsi la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans la classification périodique (couche externe en $1s^2$ ou $ns^2np^6$) ;

  $\circ\quad$ C'est cette règle de stabilité qui fixe le nombre de liaisons de covalence (simple, double ou triple) que peuvent former les atomes : on en déduit ensuite le nombre de doublet(s) non liant(s) formé(s).

2. Modèle de Lewis d'une molécule

• Définition :

  $\circ\quad$ Le modèle de Lewis est une représentation en deux dimensions de la structure électronique externe des atomes constituant une molécule.

  $\circ\quad$ Seuls les électrons de valence sont considérés. On obtient ainsi une certaine vision de la structure électronique de la molécule : nombre de doublet(s) liant(s), de doublet(s) non liant(s) et ses lacunes éventuelles.

• Exemple de la molécule de dichlore :

  $\circ\quad$ Sa formule brute est $Cl_2$ ;

  $\circ\quad$ Nous avons vu précédemment que l'atome de chlore, noté $Cl$, de numéro atomique $Z = 17$, a pour configuration électronique $1s^22s^22p^6\textcolor{red}{3s^23p^5}$ ;

  $\circ\quad$ Nous avons également vu que pour remplir (ou saturer) sa couche externe en octet, l'atome de chlore ($Z = 17$) doit capter $1$ électron : c'est l'ion chlorure, noté $Cl^-$, de même configuration électronique que l'argon ($1s^22s^22p^6\textcolor{red}{3s^23p^6}$) ;

  $\circ\quad$ Ce dernier va donc mettre en commun $2$ électrons avec un autre atome de chlore pour former $1$ doublet liant et ainsi acquérir la même configuration électronique que l'ion chlorure (et donc celle du gaz noble argon) ;

  $\circ\quad$ Les $6$ autres électrons de valence formeront alors des doublets non liants (soit $3$ au total) ;

  $\circ\quad$ Finalement la représentation de Lewis sera donc :

  

3. Énergie de liaison

• La formation d'une liaison covalente entre deux atomes est une transformation qui conduit à libérer de l'énergie : on dit qu'il s'agit d'un processus exothermique.

• À l'inverse, la rupture d'une liaison covalente entre deux atomes d'une molécule requiert de l'énergie (dite énergie de liaison) : on dit qu'il s'agit d'un processus endothermique.

• Plus la liaison à rompre est forte, plus la quantité d'énergie qu'il faudra fournir est importante.

• Cette énergie à fournir peut par exemple l'être sous forme thermique.

• Au cours d'une transformations chimiques, des liaisons covalentes sont rompues et d'autres sont formées.

_{= Merci à gbm pour avoir contribué à l'élaboration de cette fiche =}