Physique-Chimie — Stabilité des entités chimiques
Fiche de révision — Seconde générale
Objectifs du chapitre :
- Comprendre pourquoi les gaz nobles sont stables et chimiquement inertes
- Énoncer et appliquer les règles du duet et de l'octet
- Prévoir la charge d'un ion monoatomique à partir de la configuration électronique
- Décrire la liaison covalente (liaison de valence)
- Construire le schéma de Lewis d'une molécule simple
- Connaître la notion d'énergie de liaison
I. Les gaz nobles : modèles de stabilité
Gaz nobles : éléments de la dernière colonne (colonne 18) du tableau périodique. Ils existent à l'état d'atomes isolés (gaz monoatomiques) et ne participent à quasiment aucune réaction chimique : on dit qu'ils sont chimiquement inertes.
| Gaz noble | Symbole | Z | Configuration électronique | Électrons de valence |
|---|
| Hélium | He | 2 | 1s2 | 2 (duet) |
| Néon | Ne | 10 | 1s2 2s2 2p6 | 8 (octet) |
| Argon | Ar | 18 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 | 8 (octet) |
Leur couche de valence est saturée → c'est la raison de leur stabilité.
Les autres éléments n'existent pas naturellement sous forme d'atomes isolés : ils cherchent à acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche, soit en formant des ions, soit en formant des molécules.
II. Règles du duet et de l'octet
Règle du duet : les atomes dont Z est proche de 2 (H, Li) tendent à acquérir la configuration de l'hélium, avec 2 électrons sur leur couche de valence (sous-couche 1s2).
Règle de l'octet : les autres atomes (Z > 4) tendent à acquérir la configuration du gaz noble le plus proche, avec 8 électrons sur leur couche de valence (ns2 np6).
Attention : ces règles sont particulièrement fiables pour les éléments de Z ≤ 20. Au-delà, des exceptions existent.
L'atome de fluor F (Z = 9) a pour configuration 1s2 2s2 2p5. Il lui manque 1 électron pour atteindre la configuration du néon (octet). Il peut gagner cet électron pour former l'ion F−, ou former une liaison covalente.
III. Formation des ions monoatomiques
Ion monoatomique : entité chimique chargée, formée à partir d'un seul atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons pour saturer sa couche de valence.
a) Cations (perte d'électrons)
Les atomes ayant peu d'électrons de valence (colonnes 1, 2, 13) les perdent pour que la couche inférieure, déjà pleine, devienne la couche de valence.
| Atome | Z | Config. électronique | Électrons perdus | Ion formé |
|---|
| Sodium Na | 11 | 1s2 2s2 2p6 3s1 | 1 | Na+ |
| Magnésium Mg | 12 | 1s2 2s2 2p6 3s2 | 2 | Mg2+ |
| Aluminium Al | 13 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 | 3 | Al3+ |
b) Anions (gain d'électrons)
Les atomes ayant une couche de valence presque pleine (colonnes 16, 17) gagnent des électrons pour la compléter.
| Atome | Z | Config. électronique | Électrons gagnés | Ion formé |
|---|
| Fluor F | 9 | 1s2 2s2 2p5 | 1 | F− |
| Oxygène O | 8 | 1s2 2s2 2p4 | 2 | O2− |
| Chlore Cl | 17 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 | 1 | Cl− |
Colonne 1 → charge +1 | Colonne 2 → charge +2 | Colonne 17 → charge −1 | Colonne 16 → charge −2
c) Composés ioniques
Les solides ioniques sont des assemblages électriquement neutres de cations et d'anions. La formule statistique indique la proportion des ions.
Le chlorure de sodium NaCl est composé d'ions Na+ et Cl− en proportions égales. Le chlorure de magnésium MgCl2 contient un ion Mg2+ pour deux ions Cl− (neutralité électrique : +2 + 2×(−1) = 0).
IV. Formation des molécules : la liaison covalente
Liaison covalente (liaison de valence) : mise en commun de 2 électrons de valence (un provenant de chaque atome) entre deux atomes. Cette liaison permet à chaque atome de se rapprocher de la configuration d'un gaz noble.
Molécule : entité chimique stable et électriquement neutre, formée d'au moins deux atomes liés par des liaisons covalentes.
Nombre de liaisons covalentes par atome
Un atome forme autant de liaisons covalentes qu'il lui manque d'électrons pour saturer sa couche de valence :
| Atome | Électrons de valence | Électrons manquants | Nombre de liaisons |
|---|
| H (Z=1) | 1 | 1 (duet) | 1 |
| C (Z=6) | 4 | 4 (octet) | 4 |
| N (Z=7) | 5 | 3 (octet) | 3 |
| O (Z=8) | 6 | 2 (octet) | 2 |
| F, Cl (Z=9, 17) | 7 | 1 (octet) | 1 |
V. Schéma de Lewis
Schéma de Lewis : représentation d'une molécule montrant tous les doublets liants (liaisons covalentes, notées par un trait) et tous les doublets non liants (paires d'électrons non partagées, notées par un trait sur l'atome).
Méthode pas à pas
- Écrire la configuration électronique de chaque atome et repérer les électrons de valence.
- Calculer le nombre de liaisons de chaque atome = nombre d'électrons manquants pour l'octet (ou le duet pour H).
- Calculer le nombre de doublets non liants de chaque atome = (électrons de valence − électrons engagés dans des liaisons) ÷ 2.
- Relier les atomes par des traits (doublets liants) en respectant le nombre de liaisons de chaque atome.
- Placer les doublets non liants sur chaque atome.
- Vérifier : chaque atome doit être entouré de 4 doublets (octet) ou 1 doublet (duet pour H).
Eau H₂O : O a 6 électrons de valence → 2 liaisons, 2 doublets non liants. H a 1 électron de valence → 1 liaison, 0 doublet non liant.
Schéma : H — Ö — H (les deux traits sur O représentent les doublets non liants)
| Molécule | Doublets liants | Doublets non liants | Type de liaisons |
|---|
| H₂ | 1 | 0 | Simple |
| H₂O | 2 | 2 (sur O) | Simples |
| NH₃ | 3 | 1 (sur N) | Simples |
| CH₄ | 4 | 0 | Simples |
| O₂ | 1 double | 2+2 (sur chaque O) | Double (O=O) |
| CO₂ | 2 doubles | 2+2 (sur chaque O) | Doubles (O=C=O) |
| N₂ | 1 triple | 1+1 (sur chaque N) | Triple (N≡N) |
Liaison double = mise en commun de 4 électrons (2 doublets liants). Liaison triple = mise en commun de 6 électrons (3 doublets liants).
VI. Énergie de liaison
Énergie de liaison : énergie qu'il faut fournir pour rompre une liaison covalente entre deux atomes. Elle se note E et s'exprime en joules (J) ou en kJ·mol−1.
Plus l'énergie de liaison est élevée → plus la liaison est difficile à rompre → plus la molécule est stable.
Ordre de grandeur : liaison simple < liaison double < liaison triple (énergie croissante, donc stabilité croissante).
Énergie de la liaison O−H dans l'eau : environ 460 kJ·mol−1. Énergie de la liaison N≡N dans le diazote : environ 945 kJ·mol−1. Le diazote est très stable, ce qui explique qu'il constitue ~78 % de l'atmosphère.
À retenir
- La stabilité chimique est liée à la saturation de la couche de valence (modèle des gaz nobles).
- Règle du duet (pour H, He, Li) : couche de valence saturée avec 2 électrons.
- Règle de l'octet (pour les autres éléments de Z ≤ 20) : couche de valence saturée avec 8 électrons.
- Pour atteindre la stabilité, un atome peut perdre/gagner des électrons (→ ion) ou mettre en commun des électrons (→ molécule, liaison covalente).
- Le schéma de Lewis représente doublets liants (traits entre atomes) et doublets non liants (traits sur l'atome).
- L'énergie de liaison mesure la solidité d'une liaison : plus elle est grande, plus la molécule est stable.
⚠ Erreurs fréquentes
- Confondre « couche de valence saturée » et « atome neutre » : un ion a une couche de valence saturée mais il n'est pas neutre (il a une charge).
- Oublier les doublets non liants dans le schéma de Lewis : ils sont indispensables à la bonne représentation.
- Appliquer la règle de l'octet à l'hydrogène : H obéit à la règle du duet (2 électrons, pas 8).
- Dire que le sodium « gagne 7 électrons » pour avoir l'octet : il est bien plus favorable de perdre 1 électron (coût énergétique moindre).
- Confondre énergie de liaison (énergie pour rompre) et énergie de formation : elles ont la même valeur mais des signes opposés.