Ions monoatomiques — formation et stabilité
Les molécules et les ions
Ions monoatomiques — formation et stabilité
Introduction
Les atomes isolés sont rarement stables dans la nature. Pour atteindre une configuration électronique plus stable, ils peuvent gagner ou perdre des électrons et se transformer en ions. La compréhension des ions est essentielle : ils composent les cristaux ioniques (sel de cuisine, calcaire…), sont dissous dans l'eau de mer, dans notre sang, et interviennent dans d'innombrables réactions chimiques.
Rappels — stabilité des gaz nobles
Les gaz nobles (hélium $He$, néon $Ne$, argon $Ar$…) sont chimiquement inertes car leur couche externe est saturée :
| Gaz noble | $Z$ | Structure électronique | Couche externe |
|---|---|---|---|
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$0 | 2 | (K)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$1 | 2 électrons (saturée) |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$2 | 10 | (K)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$3(L)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$4 | 8 électrons (saturée) |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$5 | 18 | (K)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$6(L)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$7(M)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$8 | 8 électrons (saturée) |
Règle de l'octet : les atomes tendent à acquérir 8 électrons sur leur couche externe pour atteindre la configuration du gaz noble le plus proche.
Règle du duet : pour les atomes proches de l'hélium ($$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$9, $$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$0), la stabilité correspond à 2 électrons sur la couche K.
Qu'est-ce qu'un ion ?
Définition
Un ion est un atome (ou un groupe d'atomes) qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Un ion porte donc une charge électrique non nulle.
- Si l'atome perd des électrons → il devient un cation (ion positif, noté $$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$1)
- Si l'atome gagne des électrons → il devient un anion (ion négatif, noté $$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$2)
Ion monoatomique
Un ion monoatomique est issu d'un seul atome ayant gagné ou perdu des électrons.
Exemples : $$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$3 (sodium ayant perdu 1 électron), $$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$4 (chlore ayant gagné 1 électron).
Formation des cations
Mécanisme
Un atome de métal (situé à gauche du tableau périodique) possède peu d'électrons de valence (1, 2 ou 3). Il est plus « facile » énergétiquement de perdre ces quelques électrons que d'en gagner 5, 6 ou 7 pour compléter la couche externe.
Exemples détaillés
Le sodium $$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$5 ($$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$6)
- Structure de l'atome : (K)$$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$7(L)$$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$8(M)$$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$9 → 1 électron de valence
- Il perd cet électron :
$$Na \longrightarrow Na^+ + e^-$$
- Structure de $$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$0 : (K)$$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$1(L)$$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$2 → même configuration que le néon $$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$3 → stable
- L'ion sodium $$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$4 porte une charge $$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$5 car il a 11 protons pour seulement 10 électrons.
Le magnésium $$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$6 ($$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$7)
- Structure de l'atome : (K)$$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$8(L)$$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$9(M)$$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$0 → 2 électrons de valence
$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$
- Structure de $$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$1 : (K)$$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$2(L)$$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$3 → configuration du néon → stable
L'aluminium $$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$4 ($$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$5)
- Structure de l'atome : (K)$$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$6(L)$$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$7(M)$$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$8 → 3 électrons de valence
$$Al \longrightarrow Al^{3+} + 3e^-$$
- Structure de $$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$9 : (K)$$F + e^- \longrightarrow F^-$$0(L)$$F + e^- \longrightarrow F^-$$1 → configuration du néon → stable
Tableau récapitulatif — cations courants
| Atome | $$F + e^- \longrightarrow F^-$$2 | Électrons de valence | Électrons perdus | Ion formé | Config. du gaz noble |
|---|---|---|---|---|---|
| $$F + e^- \longrightarrow F^-$$3 | 3 | 1 | 1 | $$F + e^- \longrightarrow F^-$$4 | $$F + e^- \longrightarrow F^-$$5 (2 é) |
| $$F + e^- \longrightarrow F^-$$6 | 11 | 1 | 1 | $$F + e^- \longrightarrow F^-$$7 | $$F + e^- \longrightarrow F^-$$8 (10 é) |
| $$F + e^- \longrightarrow F^-$$9 | 19 | 1 | 1 | $He$0 | $He$1 (18 é) |
| $He$2 | 12 | 2 | 2 | $He$3 | $He$4 (10 é) |
| $He$5 | 20 | 2 | 2 | $He$6 | $He$7 (18 é) |
| $He$8 | 13 | 3 | 3 | $He$9 | $Ne$0 (10 é) |
Règle : la charge du cation est égale au nombre d'électrons de valence perdus, qui correspond au numéro du groupe pour les groupes 1, 2 et 13.
Formation des anions
Mécanisme
Un atome de non-métal (situé à droite du tableau périodique) possède beaucoup d'électrons de valence (5, 6 ou 7). Il lui est plus favorable de gagner les quelques électrons manquants pour saturer sa couche externe.
Exemples détaillés
Le chlore $Ne$1 ($Ne$2)
- Structure de l'atome : (K)$Ne$3(L)$Ne$4(M)$Ne$5 → 7 électrons de valence, il manque 1 électron
- Il gagne 1 électron :
$$Cl + e^- \longrightarrow Cl^-$$
- Structure de $Ne$6 : (K)$Ne$7(L)$Ne$8(M)$Ne$9 → configuration de l'argon $Ar$0 → stable
- L'ion chlorure $Ar$1 porte une charge $Ar$2 car il a 17 protons pour 18 électrons.
L'oxygène $Ar$3 ($Ar$4)
- Structure de l'atome : (K)$Ar$5(L)$Ar$6 → 6 électrons de valence, il manque 2 électrons
$$O + 2e^- \longrightarrow O^{2-}$$
- Structure de $Ar$7 : (K)$Ar$8(L)$Ar$9 → configuration du néon → stable
Le fluor $Z$0 ($Z$1)
$$F + e^- \longrightarrow F^-$$
- Structure de $Z$2 : (K)$Z$3(L)$Z$4 → configuration du néon → stable
Tableau récapitulatif — anions courants
| Atome | $Z$5 | Électrons de valence | Électrons gagnés | Ion formé | Config. du gaz noble |
|---|---|---|---|---|---|
| $Z$6 | 9 | 7 | 1 | $Z$7 | $Z$8 (10 é) |
| $Z$9 | 17 | 7 | 1 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$00 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$01 (18 é) |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$02 | 35 | 7 | 1 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$03 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$04 (36 é) |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$05 | 8 | 6 | 2 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$06 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$07 (10 é) |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$08 | 16 | 6 | 2 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$09 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$10 (18 é) |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$11 | 7 | 5 | 3 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$12 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$13 (10 é) |
Règle : la charge de l'anion est égale au nombre d'électrons gagnés = $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$14 nombre d'électrons de valence.
Ions isoélectroniques
Deux espèces chimiques sont isoélectroniques si elles possèdent le même nombre d'électrons et donc la même structure électronique.
Exemple : la série isoélectronique du néon (10 électrons)
| Espèce | Protons ($$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$15) | Électrons | Charge | Type |
|---|---|---|---|---|
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$16 | 7 | 10 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$17 | anion |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$18 | 8 | 10 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$19 | anion |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$20 | 9 | 10 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$21 | anion |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$22 | 10 | 10 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$23 | atome neutre |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$24 | 11 | 10 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$25 | cation |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$26 | 12 | 10 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$27 | cation |
| $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$28 | 13 | 10 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$29 | cation |
Toutes ces espèces ont la structure (K)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$30(L)$$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$31, soit 10 électrons.
Composés ioniques
Les cations et les anions s'associent par attraction électrostatique pour former des composés ioniques (ou solides ioniques / cristaux ioniques).
Neutralité électrique
Un composé ionique est électriquement neutre : la somme des charges positives compense exactement la somme des charges négatives.
Exemples
| Composé | Cation | Anion | Formule | Nom |
|---|---|---|---|---|
| Chlorure de sodium | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$32 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$33 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$34 | Sel de cuisine |
| Chlorure de calcium | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$35 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$36 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$37 | Sel de déneigement |
| Oxyde d'aluminium | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$38 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$39 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$40 | Alumine |
| Fluorure de magnésium | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$41 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$42 | $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$43 | Utilisé en optique |
Méthode pour trouver la formule : on croise les charges. Pour $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$44 et $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$45 : il faut 2 ions $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$46 (charge totale $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$47) et 3 ions $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$48 (charge totale $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$49) → $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$50.
À retenir
- Un ion est un atome qui a gagné ou perdu des électrons pour atteindre la configuration du gaz noble le plus proche (règle de l'octet/duet).
- Les métaux perdent des électrons → cations ($$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$51, $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$52, $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$53).
- Les non-métaux gagnent des électrons → anions ($$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$54, $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$55, $$Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-$$56).
- La charge d'un ion se déduit du nombre d'électrons gagnés ou perdus.
- Les composés ioniques sont électriquement neutres : on croise les charges pour écrire la formule.