1 4ème – Sciences générales – I. Hamelryckx
Bonjour à tous,
J’espère que vous allez toujours bien.
Dernier rappel : j’attends toujours bon nombre de travaux d’exercices de physique (sur le site de Flône). Pour ceux qui ont choisi sc6h ou 8h l’année prochaine, vous devez également me rendre les exercices de révisions de chimie (toujours sur le site de Flône). Ces travaux étaient à rendre pour le 8 juin dernier délai !
Voici un dernier document de chimie. Ce sont des rappels concernant la stabilisation des atomes ainsi que les équations de dissociation. Ces notions sont ESSENTIELLES pour la suite du cours de chimie (quelque soit l’option choisie l’année prochaine). Ce dossier est fait pour que vous puissiez travailler en parfaite autonomie.
Vous avez chaque fois des exercices pour vous entraîner que vous pouvez me rendre pour correction (date limite 19 juin). Ce n’est pas une obligation pour ce dossier-ci.
Pour certains d’entre vous, je ne vous reverrai peut-être pas avant fin juin donc déjà je vous souhaite de bonnes vacances.
À bientôt peut-être, Mme Hamelryckx
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UAA 4 : CHAPITRE 0 : Stabilisation des éléments – Équation dissociation
La matière de ce chapitre est un RAPPEL de la 3
ème. Voici un résumé pour te rafraîchir la mémoire. TU DOIS ABSOLUMENT MAÎTRISER CETTE MATIERE POUR LA SUITE DE L’UAA (que vous verrez en tout début d’année prochaine)!!!!!
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 famille 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. Si tu le souhaites, tu peux réaliser ces raisonnements (familles IIa, IIIa, VIa, VIIa) pour un atome, à domicile, et les rendre à ton professeur pour les corriger.
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1.1. Les alcalins (famille Ia)
Rappels : A = nombre de masse = somme des protons (p+) et des neutrons (n°) : A = Z + N (C’est la masse atomique relative arrondie à l’unité)
Z = nombre (ou numéro) atomique = nombre de protons qui est égal au nombre d’électrons : Z = nombre de p+ = nombre e-
(Tu le trouves dans ton TP ; voir légende de ton TP)
Le sodium : Na appartient à la famille des alcalins c’est-à-dire la famille Ia. Na : Z = 11 => 11 p+ ; 11 e-
A = 23 => 23 nucléons : 23 – 11 = 12 n°
Représentation de l’atome selon Bohr :
Bilan : - dans le noyau : 11 p+ et 12 n°
- autour du noyau : 11 e
⇒ 0 charge (les charges s’annulent et l’atome est neutre)
Structure électronique de Bohr : K2L8M1
Règle de l’octet : Pour être stable, un atome doit présenter 8 électrons sur sa dernière couche électronique occupée sauf K (2 électrons).
Na a donc 2 possibilités :
capturer (= fixer, capter) 7 e sur la couche M
perdre 1 e et il lui reste la couche L avec 8 e .
INTUITIVEMENT : Est-il plus facile d’enlever un électron ou d’en ajouter 7 ?
⇒ en enlever 1
⇒ l’atome de Na perdra 1 e pour se stabiliser
Si on arrache 1 e-
Bilan : - dans le noyau : 11 p+ et 12 n°
- autour : 10 e- charge = + 1
Structure électronique de Bohr : K2L8 Équation de stabilisation ou d’ionisation :
Na Na+ + 1 e- K2L8M1 K2L8
K = 2e- L = 8e- M = 1e-
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L’atome de Na a perdu 1 électron, il n’est plus neutre car il a 1 un proton qui n’est pas compensé par un électron :
il devient Na+ = ion chargé positivement, un cation Exercice : écrire l’équation de stabilisation pour le H, K, Rb, Cs
Exemple : H → H+ + 1 e
…
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
Exercice : écrire l’équation de stabilisation pour le Be, Ca, Sr, Ba Be → Be2+ + 2 e-
…
1.2. 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
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Exercice : écrire l’équation de stabilisation pour le Al, Ga Al → Al3+ + 3 e-
…
1.3. 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)
1.4. 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-
A = 31 => 31 nucléons : 31 – 15 = 16 n°
Représentation de l’atome selon Bohr :
Bilan : - dans le noyau : 15 p+ et 16 n°
- autour du noyau : 15 e
⇒ 0 charge (les charges s’annulent et l’atome est neutre)
Structure électronique de Bohr : K2L8M5
Pour être stable, un atome doit présenter 8 e sur sa couche électronique externe, sauf la couche K (2 e ).
L’atome P a donc 2 possibilités :
capturer (= fixer) 3 e sur la couche M
perdre 5 e et il lui restera la couche L avec 8 e
INTUITIVEMENT : Est-il plus facile d’enlever 5 électron ou d’en ajouter 3 ?
⇒ en ajouter 3
⇒ l’atome de P gagnera, fixera donc 3 𝑒 pour se stabiliser
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Si on donne 3 e-
Bilan : - dans le noyau : 15 p+ et 16 n°
- autour : 18 e- charge = - 3
Structure électronique de Bohr : K2L8M8 Équation de stabilisation ou d’ionisation :
P + 3 e- P3-
K2L8M5 K2L8M8
L’atome de P a gagné 3 électrons, il n’est plus neutre car il a 3 électrons qui ne sont plus compensés par les protons :
il devient P3- = ion chargé négativement, un anion
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).
Exercice : écrire l’équation de stabilisation pour le As, Sb As + 3 e- → As3-
…
1.5. 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
Exercice : écrire l’équation de stabilisation pour le O, Se, Te O + 2 e- → O2- ….
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1.6. 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 Exercice : écrire l’équation de stabilisation pour le F, Br, I
F + 1 e- → F-
…
1.7. 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 occupée par 8 e-), 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
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1.8. 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 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-) hydrogénocarbonate (=
bicarbonate) : HCO3- cyanure : CN-
carbonate : CO32-
sulfite : SO32-
sulfate : SO42-
phosphite : PO33-
phosphate : PO43-
+ Voir UAA3 – Chapitre 1 : Tableau détaillé des groupements à
retenir
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Exercices :
Donnez l’équation d’ionisation (de stabilisation) des éléments suivants : - Bore : B → B3+ + 3 e-- Lithium : - Magnésium : - Soufre : - Chlore : - Sélénium : - Béryllium : - Aluminium : - Iode : - Potassium : - Phosphore : - Strontium : - Oxygène : - Sodium : - Gallium : - Baryum :
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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.
a) 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-
b) Cas des hydroxydes MOH
Équation de dissociation de l’hydroxyde de baryum : Ba(OH)2 ⎯ Ba2+ + 2 OH- De façon générale, les hydroxydes MOH se dissocient en M+ et OH-.
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c) 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 se dissocient en H+ et X- - HXO se dissocient en H+ et XO-
Exercice : Écrire l’équation de dissociation des composés suivants :
1. Écrire les équations de dissolution des composés suivants (nomme-les) en solution aqueuse.
Zn(NO3)2, FeCl3, CuBr2, HBr, AgNO3, HNO3, H3PO4, Ba(OH)2, K2CrO4
Zn(NO3)2 → Zn2+ + 2 NO FeCl3 → …
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2. Écrivez l’équation de dissolution dans l’eau des composés suivants :
a) Chlorure d’ammonium b) Nitrite de potassium c) Sulfate de sodium d) Bromure de potassium e) Acide sulfurique f) Chlorure de calcium g) Phosphate de baryum h) Acide chloreux
i) Hydroxyde d’ammonium j) Phosphite de magnésium
