Entité chimique et espèce chimique
Lorsque l'on parle d'entité chimique, on désigne des atomes, des ions ou des molécules sans distinction particulière.
Une espèce chimique est constituée d'entités chimiques identiques.
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Méthode : Stabilité chimique des gaz nobles
Les atomes des éléments de la famille des gaz nobles présentent une très grande stabilité chimique : cette stabilité est due à leur couche de valence qui est saturée, soit un duet d'électrons ( 2 électrons) pour l'hélium (He), soit un octet d'électrons (8 électrons) pour le néon (Ne) ou l'argon (Ar).
He : 1s2
Ne : 1s2 2s2 2p6
Ar :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
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Les autres atomes cherchent à former des ions ou des molécules pour devenir stables.
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Règle du duet : les atomes ayant un numéro atomique proche de l'hélium cherche à acquérir un duet d'électrons de valence avec une configuration électronique de type 1s².
Règle de l'octet : les autres atomes (avec un numéro atomique inférieur à 18) cherche à acquérir une structure électronique en octet avec 8 électrons de valence comme le néon 1s2 2s2 2p6 ou l'argon 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
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Définition : Les ions monoatomiques
Le noyau d'un ion monoatomique est le même que celui de l'atome correspondant, mais il ne possède pas le même nombre d'électrons.
Les cations sont des ions positifs, ils ont perdus un ou plusieurs électrons : H+, Ca2+.
Les anions sont des ions négatifs, ils ont gagnés un ou plusieurs électrons : F-, O2-.
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Attention : Quelques ions à connaître
H+ : ion hydrogène
Na+ : ion sodium
K+ : ion potassium
Ca2+ : ion calcium
Mg2+ : ion magnésium
Cl- : ion chlorure
F- : ion fluorure
Remarques :
Les éléments de la colonne 1 de la classification périodique perdent 1 électron pour former un ion monoatomique.
Les éléments de la colonne 2 de la classification périodique perdent 2 électrons pour former un ion monoatomique.
Les éléments de la colonne 17 vont gagner 1 électron pour former un ion monoatomique.
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Complément : Les solides ioniques
Un solide ionique est une espèce chimique électriquement neutre constituée d'anions et de cations : la charge électrique des cations est compensée par la charge électrique des anions.
Exemple : Na Cl
Le chlorure de sodium - Na Cl : 1 ion sodium Na+ et 1 ion chlorure Cl- | Le chlorure de magnésium - Mg Cl2 : 1 ion magnésium Mg2+ et 2 ions chlorure Cl- | Le chlorure de fer III - Fe Cl3 : 1 ion fer III Fe3+ et 3 ions chlorure Cl- |
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Méthode : Stabilité des molécules
Dans une molécule, les atomes mettent en commun des électrons de valence pour devenir stables.
Une liaison covalente simple est une mise en commun de deux électrons de valence entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement un électron de valence célibataire.
Chaque atome cherche à saturer sa couche électronique externe.
Le doublet d'électrons mis en commun ou doublet liant est à l'origine de la liaison covalente établie entre les deux atomes.
On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés.
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Les atomes peuvent également former des liaisons de covalence double (=) ou triple (\(\equiv\)).
Les électrons de la couche de valence d'un atome qui ne participent pas aux liaisons covalentes, restent sur cet atome et sont répartis en doublets d'électrons appelés doublets non liants.
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L'atome de carbone C, de configuration électronique 1s2 2s2 2p2 cherche à former ..... liaisons simples.
L'atome d'azote N, de configuration électronique 1s2 2s2 2p3 cherche à former ..... liaisons simples.
L'atome d'oxygène O, de configuration électronique 1s2 2s2 2p4 cherche à former ..... liaisons simples.
L'atome d'hydrogène H, de configuration électronique 1s1 cherche à former ..... liaison simple.
Complément : Schéma de Lewis
Le schéma de Lewis d'une molécule indique l'organisation des électrons de valence de chaque atome. Ces électrons sont associés :
en doublets liants et formant la liaison de valence et appartenant aux deux atomes liés.
en doublets non-liants, formés par les électrons ne participant pas à la liaison et appartenant à un seul atome.
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Quelques exemples :
molécule d'eau H2O : . . . | molécule d'ammoniac NH3 : . . . | molécule de dioxygène O2 : . . . |
molécule de méthane CH4 : . . . . | molécule de diazote N2 : . . . . | Molécule de dioxyde de carbone CO2 : . . . . |
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Définition : Énergie de liaison
Pour rompre une liaison covalente AB (simple ou multiple), entre deux atomes A et B d'une molécule, il est nécessaire de fournir une certaine quantité d'énergie au système. Plus la liaison à casser est forte, plus la quantité d'énergie à apporter est importante.
On appelle ainsi énergie de liaison entre deux atomes A et B l'énergie à apporter pour casser la liaison covalente.
Par exemple, la molécule de dihydrogène H2 possède une énergie de liaison supérieure à la molécule de dichlore Cl2. Sa liaison covalente est donc beaucoup plus difficile à rompre, donc beaucoup plus stable, qu'une molécule comme le dichlore Cl2.
De même, il faut apporter plus d'énergie pour casser, une liaison covalente double par rapport à une liaison covalente simple, une liaison covalente triple par rapport à une liaison covalente double.