Chimie
Chapitre 0 : Stabilité des éléments – Equation de dissociation
La matière de ce chapitre est un RAPPEL de la 3
ème.
Voici un résumé pour te rafraîchir la mémoire. TU DOIS ABSOLUMENT MAITRISER CETTE MATIERE POUR LA SUITE DE L’UAA !!!!!
1. Charge des ions monoatomiques - Règle de l’octet (du duet)
Un ion monoatomique est un atome chargé électriquement par le gain ou la perte d’électrons ;
- s’il gagne des électrons, il devient ion négatif (ou anion) - s’il perd des électrons, il devient ion positif (ou cation).
Pourquoi les atomes perdent-ils ou gagnent-ils un ou plusieurs électrons ?
Pour respecter autant que possible la règle de l’octet, c’est-à-dire, acquérir 8 électrons sur leur dernière couche électronique occupée et ressembler de la sorte autant que possible au gaz rare le plus proche, acquérir de la stabilité.
Règle de l’octet : pour être stable, un atome doit présenter 8 électrons sur sa dernière couche électronique occupée (= couche externe) et ainsi ressembler au gaz rare qui le suit ou le précède dans le tableau périodique. Ces gaz rares possédant 8 électrons sur leur couche externe, on parle d’un octet d’électrons. L’atome va donc gagner ou perdre un ou plusieurs électron(s) pour atteindre la règle de l’octet et devenir ainsi un ion négatif (anion) ou ion positif (cation).
Règle du duet : l’hélium, contrairement aux autres gaz rares, est stabilisé avec 2 électrons sur sa seule couche électronique K. On parlera, dans ce cas, d’un duet d’électrons. Cette couche K étant complète avec 2 électrons, l’hélium est donc aussi un gaz inerte stable.
Dans la suite de ce paragraphe, nous allons voir comment les atomes d’une même famille se stabilisent. Nous allons détailler le raisonnement pour les atomes des familles Ia et Va.
Un raisonnement similaire peut être fait pour les atomes des familles IIa, IIIa, VIa, VIIa mais ne sera pas détaillé ici. Tu dois être capable de reproduire ces raisonnements.
1.1. Les alcalins (famille Ia)
Le sodium : Na appartient à la famille des alcalins c’est-à-dire la famille Ia. Na : Z = 11 => 11 p+ ; 11 e-
Ar = 23 => 23 nucléons : 23 – 11 = 12 n°
Représentation de l’atome selon Bohr :
Bilan : - dans le noyau : 11 p+ et 12 n°
- autour : 11 e-
0 charge (atome neutre)
Structure électronique de Bohr : K2L8M1
Règle de l’octet : Pour être stable un atome doit présenter une couche électronique externe complète c’est-à-dire avoir 8 électrons sur sa dernière couche électronique occupée sauf K (2 électrons)
Na a donc deux possibilités :
capturer 7 e- sur la couche M
perdre 1 e- et il lui reste L complète Si on arrache 1 e-
Bilan : - dans le noyau : 11 p+ et 12 n°
- autour : 10 e- charge = + 1
Structure électronique de Bohr : K2L8M0
Réaction de stabilisation ou d’ionisation :
1.2. Les alcalino-terreux (famille IIa)
Les atomes de la famille IIa se stabilisent en libérant 2 électrons.
Exemple : le magnésium : équation de stabilisation ou d’ionisation : Mg Mg2+ + 2 e- K2L8M2 K2L8
L’atome de Mg a perdu 2 électrons, il n’est plus neutre car il a 2 protons qui ne sont plus compensés par leurs électrons :
il devient Mg2+ = ion chargé positivement, un cation
1.3. Les terreux (famille IIIa)
Les atomes de la famille IIIa se stabilisent en libérant 3 électrons.
Exemple : le bore : équation de stabilisation ou d’ionisation :
B B3+ + 3 e-
K2L3 K2L0
L’atome de B a perdu 3 électrons, il n’est plus neutre car il a 3 protons qui ne sont plus compensés par leur électron :
il devient B3+ = ion chargé positivement, un cation
1.4. Les carbonides (famille IVa)
Ces éléments ne forment jamais des ions ; ils ont une autre façon de se stabiliser (voir cours de 5ème : Les liaisons chimiques).
1.5. Les azotides (famille Va)
Le phosphore : P appartient à la famille des azotides c’est-à-dire la famille Va. P : Z = 15 => 15 p+ ; 15 e-
Ar = 31 => 31 nucléons : 31 – 15 = 16 n°
Représentation de l’atome selon Bohr :
Bilan : - dans le noyau : 15 p+ et 16 n°
- autour : 15 e-
0 charge (atome neutre) Structure électronique de Bohr : K2L8M5
Pour être stable un atome doit présenter une couche électronique périphérique complète c’est-à-dire avoir 8 électrons sur sa dernière couche électronique occupée sauf K (2 électrons)
P a donc deux possibilités :
capturer 3 e- sur la couche M
perdre 5 e- et il lui reste L complète Si on donne 3 e-
Bilan : - dans le noyau : 15 p+ et 16 n°
- autour : 18 e- charge = - 3
Structure électronique de Bohr : K2L8M8 Réaction de stabilisation ou d’ionisation :
REMARQUE : Ces éléments, comme ceux de la famille IVa peuvent également se stabiliser d’une autre façon (mise en commun d’électrons. Voir cours de 5ème : Les liaisons chimiques).
1.6. Les sulfurides (famille VIa)
Les atomes de la famille VIa se stabilisent en fixant 2 électrons.
Exemple : le soufre : équation de stabilisation ou d’ionisation :
S + 2 e- S2-
K2L8M6 K2L8M8
L’atome de S a gagné 2 électrons, il n’est plus neutre car il a 2 électrons qui ne sont plus compensés par les protons :
il devient S2- = ion chargé négativement, un anion
1.7. Les halogènes (famille VIIa)
Les atomes de la famille VIIa se stabilisent en fixant 1 électron.
Exemple : le chlore : équation de stabilisation ou d’ionisation :
Cl + 1 e- Cl-
K2L8M7 K2L8M8
L’atome de Cl a gagné 1 électron, il n’est plus neutre car il a 1 électron qui n’est plus compensé par son proton :
il devient Cl- = ion chargé négativement, un anion
1.8. Les gaz rares (famille VIIIa)
Regardons le néon : Ne ; il possède 8 électrons sur leur dernière couche électronique occupée.
Il est déjà stable (sa dernière couche électronique est complète), il n’aura donc tendance ni a :
perdre 1 ou plusieurs électrons et donc devenir ion positif ou cation
gagner 1 ou plusieurs électrons et donc devenir ion négatif ou anion.
1.9. En résumé
Les atomes métalliques des familles Ia, IIa et IIIa donnent respectivement 1, 2 ou 3 électron(s) pour obtenir la répartition électronique du gaz inerte qui les précède dans le tableau périodique et donc acquérir le maximum de stabilité. C’est la règle de l’octet.
Les atomes métalliques des familles a sont donc des donneurs d’électrons ; ils deviennent ainsi des cations (ions positifs).
Les atomes non-métalliques des familles Va, VIa et VIIa captent respectivement 3, 2 ou 1 électron(s) sur leur couche externe pour acquérir un octet et donc une stabilité semblable à celle du gaz inerte qui les suit dans le tableau périodique. Les atomes non-métalliques des familles Va, VIa et VIIa sont donc des capteurs d’électrons et deviennent des anions (ions négatifs).
Remarque : l’hélium, contrairement aux autres gaz rares, est stabilisé avec 2 électrons sur sa seule couche électronique K. On parlera, dans ce cas, d’un duet d’électrons. Cette couche K étant complète avec 2 électrons, l’hélium est donc aussi un gaz inerte stable.
2. Charge des ions polyatomiques
La plupart des ions polyatomiques sont des anions. L’objet de ce paragraphe n’est pas d’étudier leur formation ou de justifier leur stabilité.
Voici quelques ions polyatomiques qu’il te faudra connaître : Valence 1
Groupement « monovalent »
Valence 2 Groupement
« bivalent »
Valence 3 Groupement
« trivalent » ammonium : NH4+
hydroxyde : OH- nitrite : NO2-
nitrate : NO3-
hypochlorite : ClO- (IO-, BrO-) chlorite : ClO2- (IO2-, BrO2-) chlorate : ClO3- (IO3-, BrO3-) perchlorate : ClO4- (IO4-, BrO4-)
carbonate : CO32-
sulfite : SO32-
sulfate : SO42-
phosphite : PO33-
phosphate : PO43-
3. Équation de dissociation
L’équation de dissociation pour le chlorure de sodium (sel de table) s’écrit : NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq)
Où
- H2O au-dessus de la flèche indique que l’eau joue le rôle de solvant ;
- (s) écrit en indice à droite de la molécule de sel signifie que le chlorure de sodium est solide à température ambiante ;
- (aq) écrit en indice à droite des ions signifie que l’ion est hydraté et libre dans le solvant.
De façon générale, pour écrire une équation de dissociation d’un électrolyte, il faut appliquer la méthode suivante :
1. Dans le membre de gauche de l’équation, écrire la formule moléculaire du composé ; 2. Dans le membre de droite de l’équation, écrire le cation et l’anion formés en solution, avec leur charge correcte ;
3. Pondérer et vérifier l’électroneutralité de l’équation.
3.1. Cas des sels MX et MXO Équation de dissociation du :
- Chlorure de calcium : CaCl2(s) Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) - Sulfate de fer (III) : Fe2(SO4)3(s) 2 Fe3+(aq) + 3 SO42-
(aq) De façon générale, les sels :
- MX se dissocient en M+ et X- - MXO se dissocient en M+ et XO-
3.2. Cas des hydroxydes MOH
Équation de dissociation de l’hydroxyde de baryum : Ba(OH)2(s) Ba2+(aq) + 2 OH-(aq)
De façon générale, les hydroxydes MOH se dissocient en M+ et OH-.
3.3. Cas des acides HX et HXO Équation d’ionisation de :
- l’acide iodhydrique : HI(g) H+(aq) + I-(aq) - l’acide phosphoreux : H3PO3(l) 3 H+(aq) + PO33-
(aq)
De façon générale, les acides : - HX s’ionisent en H+ et X- - HXO s’ionisent en H+ et XO-.
