Cours de chimie niveau seconde – Constitution et transformations de la matière – Partie 1: de l’échelle macroscopique à l’échelle microscopique – B) Modélisation de la matière à l’échelle microscopique – Vers des entités plus stables chimiquement.
- Qu’est-ce qu’une espèce chimique stable ?
- A quoi servent les règles de stabilité ?
- Une référence de stabilité: les gaz nobles
- Enoncé des règles de stabilité
- Comment savoir si un ion est stable ?
- Exemple: ion stable formé par l’atome de soufre
- Exemple: ion stable formé par l’atome de sodium
- Liste des ions stables
- Comment savoir si une molécule est stable ?
Qu’est-ce qu’une espèce chimique stable ?
D’une manière générale un système (chimique ou physique) est qualifié de stable s’il tend à ne subir aucune évolution spontanée: il reste tel qu’il est, il ne change pas de lui même, les grandeurs qui le caractérisent gardent une valeur constante au cours du temps et toute perturbation modérée est suivie d’un retour à l’état initial.
En chimie une espèce chimique (moléculaire, ionique ou atomique) est considérée comme stable si elle conserve sa composition et sa structure et ne se transforme pas spontanément en une autre espèce chimique.
En terme d’énergie un système est considéré comme stable s’il est caractérisé par une énergie minimale.
Remarque
Les conditions de stabilité d’une espèce chimique dépendent en partie de son environnement chimique et des grandeurs physiques (température, pression…) qui le caractérise.
A quoi servent les règles de stabilité ?
Les règles de stabilité permettent:
- de déterminer si une espèce chimique est stable et peut donc subsister de manière prolongé au sein d’un système chimique (si elle n’est pas stable cela signifie qu’elle va vite se transformer et disparaitre)
- de prévoir l’évolution possible d’une espèce chimique instable (les règles de stabilité permettent de déterminer les espèces chimiques stables qu’elle peut former)
Une référence de stabilité: les gaz nobles
Les gaz nobles constituent une référence en matière de stabilité chimique (voir fiche de cours “Les gaz nobles”), les éléments de cette familles existent uniquement sous d’atomes qui n’évoluent ni pour former des ions ni pour former des molécules. Cette stabilité exceptionnelle est liée à une particularité de leur configuration électronique: ils ont tous une couche de valence saturée, en d’autres termes leur dernière couche électronique héberge le maximum d’électrons possible.
Les règles de stabilité s’appuient sur cette particularité et la généralise aux autre espèces chimiques
Enoncé des règles de stabilité
Une entité
monoatomique (isolée ou au sein d’une molécule) est stable si sa
configuration électronique est identique au gaz noble dont elle est
le plus proche.
En d’autres termes
un ion ou l’atome d’une molécule est stable avec une couche de
valence saturée remplie avec le minimum de changement par rapport à
la configuration de la forme atomique.
Ces règles de
stabilités on permis de formuler les règles du duet de l’octet.
(voir cours règles du duet et de l’octer”)
Comment savoir si un
ion est stable ?
Un ion est stable si
son défaut ou son excès d’électrons lui permet d’obtenir une
couche de valence saturée.
- Si un atome possède une couche de valence presque pleine l’ion stable qu’il forme sera obtenu en gagnant les électrons qui permettent de compléter cette couche de valence: il se transforme alors en anion (ion négatif)
- Si un atome possède une couche de valence presque vide il va au contraire former un ion stable en vidant cette couche, la couche inférieure devient alors la couche de valence. Dans ce cas l’ion formé possède un défaut d’électron: il s’agit d’un cation (un ion positif)
Remarque
Un atome qui nécessiterait un gain ou une perte de plus de trois électrons pour obtenir une couche de valence saturée ne peut former qu’un ion dont la stabilité est limité et qui n’existe en général pas en solution aqueuse. Par exemple l’ion carbure (C4-) peut se trouver dans certains solides ioniques mais ne peut exister en solution aqueuse.
Exemple: ion stable formé par l’atome de soufre
L’atome de soufre (Z=16) possède 16 électrons et sa configuration électronique est 1s22s22p63s23p4 .Sa couche de valence est la couche n°3, elle est presque pleine puisqu’il ne manque que deux électrons par conséquent l’ion stable du soufre (appelé ion sulfure) se forme grâce à un gain de deux électrons.
L’ion stable du soufre a pour formule chimique S2- et possède un total de 16 électrons, sa configuration électronique devient: 1s22s22p63s23p6 avec une couche n°3 saturée
Exemple: ion stable formé par l’atome de sodium
L’atome de sodium (Z=11) possède 11 électrons qui se répartissent suivant la configuration électronique 1s22s22p63s1 . Sa couche externe est la couche n°3, elle n’accueille qu’un seul électron. Pour former un ion stable l’atome de sodium perd l’unique électron de cette couche qui perd alors le titre de “couche de valence”.
La nouvelle couche de valence est la couche n°2, elle saturée, l’ion sodium possède un total de 10 électrons répartis suivant la configuration électronique 1s22s22p6 sa formule est Na+.
Liste d’ions stables
Voici une liste d’ions stables dont la configuration électronique et la formule peuvent être déterminées à partir des règles de stabilité.
| Atome | ion stable | ||
| Nom | Nom | Formule chimique | Configuration électronique |
| Hydrogène | ion hydrogène | H+ (est une exception aux règles de stabilité ) | 1s0 |
|
| ion hydrure | H– ( n’est pas stable en solution aqueuse) | 1s2 |
| Hélium | Ne forme pas d’ion stable | ||
| Lithium | ion lithium | Li+ | 1s2 |
| Béryllium | ion béryllium | Be2+ | 1s2 |
| Bore | ion bore | B3+ | 1s2 |
| Carbone | ion carbure | C4- | 1s22s22p6 |
| Azote | Ne forme pas d’ion stable | ||
| Oxygène | ion oxyde | O2- | 1s22s22p6 |
| Fluor | ion fluorure | F– | 1s22s22p6 |
| Néon | Ne forme pas d’ion stable | ||
| Sodium | ion sodium | Na+ | 1s22s22p6 |
| Magnésium | ion magnésium | Mg2+ | 1s22s22p6 |
| Aluminium | ion aluminium | Al3+ | 1s22s22p6 |
| Silicium | ion silicium | Si4+ | 1s22s22p6 |
| Phosphore | ion phosphore | P3- (n’est pas stable en solution aqueuse) | 1s22s22p63s23p6 |
| Soufre | ion sulfure | S2- | 1s22s22p63s23p6 |
| Chlore | ion chlorure | Cl– | 1s22s22p63s23p6 |
| Argon | Ne forme pas d’ion stable | ||
| Potassium | ion potassium | K+ | 1s22s22p63s23p6 |
| Calcium | ion calcium | Ca2+ | 1s22s22p63s23p6 |
Comment savoir si une molécule est stable?
Pour qu’une molécule soit stable il est nécessaire que chacun de ses atomes soit stable.
Un atome est stable dans une molécule si les liaisons covalentes qu’il forme lui permettent de saturer sa couche de valence.
Chaque liaison covalente formée lui permet de bénéficier d’un électron supplémentaire par conséquent chaque atome est stabe s’il forme autant de liaisons qu’il y a d’électrons manquant pour saturer sa couche de valence.
Exemples
- L’atome de carbone a pour configuration électronique 1s22s22p2, il manque 4 électrons à sa couche de valence (la couche n°2) pour qu’elle soit pleine, le carbone doit donc former 4 liaisons covalentes pour être stable.
- L’atome de fluor a pour configuration électronique 1s22s22p5, il lui manque seulement un électron pour compléter sa couche de valence (la couche n°2) par conséquent l’atome de fluor n’est stable que s’il forme une liaison covalente.
Voici en résumé le nombre de liaisons de covalence formé par les principaux atomes pour atteindre la stabilité
| Atome | Nombre de liaisons permettant d’atteindre la stabilité |
| Hydrogène | 1 |
| Hélium | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Lithium | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Béryllium | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Bore | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Carbone | 4 |
| Azote | 3 |
| Oxygène | 2 |
| Fluor | 1 |
| Néon | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Sodium | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Magnésium | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Aluminium | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Silicium | 4 |
| Phosphore | 3 |
| Soufre | 2 |
| Chlore | 1 |
| Argon | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Potassium | Ne forme pas de liaison de covalence |
| Calcium | Ne forme pas de liaison de covalence |