Vers des entités chimiquement plus stable | Résumé de cours de chimie

Le cours de chimie “Vers des entités plus stables chimiquement” fait partie du programme de 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

Les gaz nobles

Les gaz nobles sont éléments chimiques regroupés dans la dernière colonne du tableau périodique. Cette famille regroupe:

L’hélium (He), Z = 2
Le néon (Ne) Z = 10
L’argon (Ar) Z = 18
Le krypton (Kr) Z = 36
Le radon (Rn) Z = 54

Ce sont les éléments chimiques les plus stables du tableau périodique, ils n’existent que sous forme d’atome et ne participent quasiment à aucune réaction chimique.

Leur exceptionnelle stabilité chimique s’explique par une couche de valence saturée (entièrement remplie d’électrons)

Par exemple:

la configuration électronique de l’hélium est 1s² , sa couche de valence (couche n°1) est saturée par deux électrons
la configuration électronique du néon est 1s²2s²2p⁶, sa couche de valence (couche n°2) est saturée par 8 électrons
la configuration électronique de l’argon est 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, sa couche de valence (couche n°3) est saturée par 8 électrons.

Voir cours “La famille des gaz nobles”

Les règles de stabilité chimique

Une entité monoatomique est stable si sa configuration électronique est identique à celle du gaz noble le plus proche dans le tableau périodique.

Dans le cas des éléments chimiques des trois premières périodes du tableau périodique, ils se trouvent sous une forme stable à condition:

que la couche de valence soit saturée par deux électrons (pour ceux dont le gaz noble le plus proche est l’hélium)
que la couche de valence soit saturée par huit électrons (pour ceux dont le gaz noble le plus proche est le néon ou l’argon)

Voir cours “Règles de stabilité chimique”

Les ions monoatomiques

Un ion monoatomique est une entité chimique formée d’un seul noyau atomique, elle est électriquement chargée en raison d’un excès ou d’un défaut d’électrons par rapport au nombre de protons.

Les ions monoatomiques stables respectent les règles de stabilité:

Les atomes ayant une couche de valence presque pleine la sature en gagnant des électrons et forment des anions.
Les atomes ayant une couche de valence avec peu d’électrons vont les perdre et forment des cations.

Par exemple:

L’atome de fluor (Z = 9) a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁵ , il manque seulement un électron pour saturer la couche électronique n°2 par conséquent il forme un ion stable en gagnant un électron. L’ion stable du fluor (l’ion fluorure) possède donc un excès d’un électron, il a pour formule chimique F^–.
L’atome de magnésium (Z=12) a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁶3s² , il a deux électrons de la couche n°3 à perdre pour faire de la couche n°2 une couche de valence saturée. L’ion stable du magnésium possède donc un défaut de deux électrons et il a pour formule chimique Mg²⁺.

En classe de seconde il est demandé de connaître les ions monoatomiques suivants:

l’ion hydrogène de formule H⁺
l’ion sodium de formule Na⁺
l’ion potassium de formule K⁺
l’ion calcium de formule Ca²⁺
l’ion magnésium de formule Mg²⁺
l’ion fluorure de formule F^–
l’ion chlorure de formule Cl^–

Voir cours “Les ions monoatomiques”

Doublets liants, liaisons de covalence

Les atomes d’une molécule respectent les règles de stabilité en formant des liaisons de covalence.

Lorsque deux atomes se lient entre eux, c’est à dire lorsqu’ils forment une liaison de covalence, ils mettent chacun en commun l’un de leurs électrons de valence:

chaque atome permet à son partenaire de “bénéficier” d’un électron supplémentaire qui appartient simultanément au deux atomes liés.
Chaque liaison de covalence formée par un atome lui permet donc d’obtenir un électron supplémentaire (partagé avec son partenaire) dans sa configuration électronique.

Les deux électrons mis en commun lors de la formation d’une liaison de covalence entre deux atomes forment ce que l’on appelle un doublet liant.

Pour respecter les règles de stabilité un atome forme donc autant de liaisons covalentes qu’il manque d’électrons pour saturer sa couche de valence.

Exemples:

Il manque 4 électrons à l’atome de carbone pour saturer sa couche de valence donc il forme toujours 4 liaisons de covalence.
Il manque un électron à l’atome d’hydrogène pour saturer sa couche de valence par conséquent il forme toujours une seule liaison de covalence.

On retient pour les atomes courants:

Hydrogène (H): une seule liaison de covalence
Carbone (C): 4 liaisons
Azote (N): 3 liaisons
Oxygène (O): 2 liaisons
Halogènes (F, Cl, Br et I): une liaison
gaz nobles: aucune liaison.

Voir cours “Les doublets liants”

Les doublets non liants

Lorsqu’un atome fait partie d’une molécule certains de ses électrons de valence sont mis en commun avec les atomes auxquels il est lié mais les autres électrons de valence se regroupent aussi par paires et forment des doublets non liants.

Un doublet non liant est une paire d’électrons de valence formé par les électrons de valence non engagés dans un doublet non liant.

Pour trouver le nombre de doublets non liant il faut:

trouver le nombre d’électrons de valence
déterminer combien de ces électrons forment des doublets liants
calculer le nombre d’électrons de valence restant
diviser ce nombre par deux pour trouver le nombre de doublets non liants

Par exemple:
l’oxygène (Z=8) a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁴, il a 6 électrons externes (2 sur 2s et 4 sur 2p) et forme 2 liaisons covalentes (pour saturer sa couche externe). Ces deux liaisons covalentes se forment par la mise en commun de deux électrons externes.
Par conséquent parmi les 6 électrons externes de l’oxygène deux forment des doublets liants et il en reste 4 qui se regroupent par paires pour former 2 doublets non liants.

Chaque atome possède toujours le même nombre de doublets non liants, on peut retenir pour les atomes courants:

Hydrogène (H): aucun doublet non liant
Carbone (C): aucun doublet non liant
Azote (N): 1 doublet non liant
Oxygène (O): 2 doublets non liants
Halogènes (F, Cl, Br et I): 3 doublets non liants

Voir cours “Les doublets non liants”

Schéma de Lewis

Le schéma de Lewis (aussi appelés représentation ou formule de Lewis) est la représentation d’une molécule comportant tous les doublets liants ou non liants.

Pour établir un schéma de Lewis il suffit de tenir compte du nombre de liaisons et de doublets non liants associés à chaque atome.

Exemple: formule de Lewis de l’eau

Voir cours “Schéma de Lewis”

Energie de liaison

L’énergie de liaison correspond à l’énergie nécessaire pour rompre une liaison covalente c’est à dire pour séparer deux atomes liés entre eux.

Voir cours “Notion d’énergie de liaison”