Les molécules et les ions, entités plus stables chimiquement

I. Rappels sur la stabilité d'un ion monoatomique et d'une molécule

• On rappelle qu'un atome est constitué :

  $\circ\quad$ D'un noyau contenant des neutrons de charge neutre et des protons de charge positive $+e$ ;

  $\circ\quad$ D'électrons situés hors du noyau de charge électrique négative $-e$, avec $e = 1,6 \cdot 10^{-19} \, \text{C}$ la charge électrique élémentaire.

• Comme l'atome est électriquement neutre, il comporte autant de protons que d'électrons. Le nombre de protons est noté $Z$, c'est le numéro atomique de l'atome (ou nombre de charges).

• Les électrons forment ce que l'on appelle un cortège électronique à l'extérieur du noyau et se répartissent sur plusieurs couches électroniques :

  $\circ\quad$ La première couche ($n = 1$), notée $\textcolor{purple}{\text{K}}$, peut contenir jusqu'à $\textcolor{purple}{\text{2}}$ électrons ;

  $\circ\quad$ La deuxième couche ($n = 2$), notée $\textcolor{purple}{\text{L}}$, peut contenir jusqu'à $\textcolor{purple}{\text{8}}$ électrons ;

  $\circ\quad$ La troisième couche ($n = 3$), notée $\textcolor{purple}{\text{M}}$, peut contenir jusqu'à $\textcolor{purple}{\text{18}}$ électrons.

• Remarque : il existe encore d'autres couches électroniques qui ne seront pas abordées ici, car on se limite aux atomes des 3 premières périodes de la classification périodique ($Z \leq 18$).

• Chacune de ces couches est à son tour composée d'une ou plusieurs sous-couches électroniques, dont le nom commence par le numéro de la couche à laquelle elles appartiennent :

  $\circ\quad$ Sous-couche $\textcolor{purple}{\text{1s}}$ pour $K$ ;

  $\circ\quad$ Sous-couches $\textcolor{purple}{\text{2s et 2p}}$ pour $L$ ;

  $\circ\quad$ Sous-couches $\textcolor{purple}{\text{3s, 3p et 3d}}$ pour $M$.

• Les sous-couches $1s$, $2s$ et $3s$ peuvent contenir jusqu'à $\textcolor{purple}{\text{2}}$ électrons. Les sous-couches $2p$ et $3p$ peuvent contenir jusqu'à $\textcolor{purple}{\text{6}}$ électrons. La sous-couche $3d$ quant à elle peut contenir jusqu'à $\textcolor{purple}{\text{10}}$ électrons, mais son remplissage dépasse le cadre de ce cours.

• On indique le nombre d'électrons présents dans une sous-couche en mettant un exposant égal à ce nombre sur la sous-couche, par exemple $2p^4$ ($4$ électrons dans la sous-couche $2p$).

• On appelle électrons de valence les électrons situés sur la dernière couche en cours de remplissage, aussi appelée couche (électronique) externe. Lorsque la couche externe est remplie, on dit qu'elle est saturée (pour plus de détails, se référer à la fiche de seconde : Cortège électronique de l'atome et classification périodique).

• Exemple :

  Le carbone $C$, de numéro atomique $Z = 6$, a une configuration électronique $1s^22s^22p^2$. La couche externe du carbone est donc la couche $L$, de configuration électronique $2s^22p^2$ ($4$ électrons de valence). La configuration électronique de la couche externe est aussi appelée valence.

• Les atomes dont la couche externe est saturée sont stables et n'ont pas tendance à établir de liaisons avec d'autres atomes. Ce sont les gaz rares (ou gaz nobles), situés dans la dernière colonne de la classification périodique. Ils ont une valence en $ns^2np^6$ (sauf l'hélium qui a une valence en $1s^2$).

• Les autres atomes cherchent à obtenir la configuration électronique du gaz rare le plus proche dans le tableau périodique, c'est-à-dire qu'ils cherchent à saturer leur couche électronique externe. Pour cela, les atomes vont :

  $\circ\quad$ Soit perdre (respectivement gagner) un ou plusieurs électrons externes et devenir ainsi un ion positif / cation (respectivement un ion négatif / anion) ;

  $\circ\quad$ Soit mettre en commun des électrons externes en créant des liaisons covalentes et former ainsi des molécules.

II. Ions monoatomiques : configuration électronique

• Cas des anions : ajouter un ou plusieurs électrons de valence en respectant les règles de remplissage.

• Exemple de l'ion chlorure $Cl^-$ :

  $\circ\quad$ $Cl$ : $1s^22s^22p^63s^23p^5$ ;

  $\circ\quad$ $Cl^-$ : $1s^22s^22p^63s^23p^6$.

• Cas des cations : enlever un ou plusieurs électrons de valence.

• Pour aller plus loin (hors programme) : en général, les électrons de valence de la sous-couche d'énergie la plus élevée sont les plus faciles à arracher. L'énergie d'une sous-couche augmente avec $n$ et la lettre désignant la sous-couche selon $E(nd) > E(np) > E(ns)$.

• Exemple de l'ion sodium $Na^+$ :

  $\circ\quad$ $Na$ : $1s^22s^22p^63s^1$ ;

  $\circ\quad$ $Na^+$ : $1s^22s^22p^6$.

III. Molécules : règles du duet et de l'octet

• On rappelle les règles du duet et de l'octet (abordées en seconde ici : De l'atome vers des entités plus stables chimiquement : les molécules et les ions) :

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

  $\circ\quad$ Les autres atomes ($Z \geq 4$) cherchent à obtenir une couche externe saturée en octet (valence en $ns^2np^6$).

• Exemple :

  Dans la molécule de méthane $CH_{4}$, les atomes d'hydrogène sont monovalents (ils réalisent chacun une liaison covalente avec $C$) et l'atome de carbone est tétravalent (il réalise quatre liaisons covalentes avec ses voisins $H$). Une liaison covalente résultant de la mise en commun d'une paire d'électrons, chaque atome $H$ est entouré de $2$ électrons et satisfait à la règle du duet. L'atome $C$ est entouré de $8$ électrons et satisfait à la règle de l'octet.

IV. Stabilité d'un ion polyatomique

• Un ion polyatomique est un groupement d'atomes ayant gagné ou perdu un ou plusieurs électrons.

• En quelque sorte, un ion polyatomique est à une molécule ce qu'un ion monoatomique est à un atome.

• On donne ci-dessous quelques exemples d'ions polyatomiques couramment rencontrés :

  $\circ\quad$ Ion sulfate $SO_{4}^{2-}$ ;

  $\circ\quad$ Ion ammonium $NH_{4}^{+}$ ;

  $\circ\quad$ Ion permanganate $MnO_{4}^{-}$ ;

  $\circ\quad$ Ion hydroxyde $HO^{-}$ ;

  $\circ\quad$ Ion hydronium $H_{3}O^{+}$ (aussi appelé ion oxonium) ;

  $\circ\quad$ Ion nitrate $NO_{3}^{-}$.

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