La stabilité chimique

Pour comprendre la stabilité chimique, il faut d'abord se rappeler la composition d'un atome. Un atome est constitué d'un noyau atomique central, chargé positivement, autour duquel gravitent des électrons, chargés négativement. Le noyau contient des protons et des neutrons.

Les électrons ne sont pas répartis de manière aléatoire. Ils occupent des niveaux d'énergie appelés couches électroniques. En Seconde, nous nous concentrons sur les trois premières couches, nommées K, L et M :

• Couche K : peut contenir au maximum 2 électrons.
• Couche L : peut contenir au maximum 8 électrons.
• Couche M : peut contenir au maximum 18 électrons (mais pour les éléments que nous étudierons, elle est souvent stable avec 8 électrons).

Les électrons situés sur la dernière couche occupée sont appelés les électrons de valence. Ce sont eux qui sont impliqués dans les liaisons chimiques et qui déterminent la réactivité d'un atome. Ils sont essentiels pour comprendre la stabilité.

La représentation de Lewis de l'atome est une manière simplifiée de visualiser ces électrons de valence. On représente le symbole de l'élément entouré de points ou de tirets pour chaque électron de valence. Les points seuls représentent des électrons célibataires, et les paires de points (ou tirets) représentent des doublets non liants.

Par exemple :

• Hydrogène (H) : 1 électron de valence → H·
• Carbone (C) : 4 électrons de valence → ·$\dot{\text{C}}$·
• Oxygène (O) : 6 électrons de valence → :$\dot{\text{O}}$:

Les gaz nobles (hélium, néon, argon, krypton, xénon, radon) sont un groupe d'éléments chimiques très particuliers. Ils sont connus pour leur faible réactivité chimique, c'est-à-dire qu'ils ont très peu tendance à former des liaisons avec d'autres atomes. On dit qu'ils sont inertes chimiquement.

Cette inertie s'explique par leur configuration électronique très stable. En effet, la dernière couche de ces atomes est complète :

• Hélium (He) : 2 électrons sur la couche K (sa seule couche) → configuration stable en "duet".
• Néon (Ne) : 8 électrons sur la couche L (sa dernière couche) → configuration stable en "octet".
• Argon (Ar) : 8 électrons sur la couche M (sa dernière couche) → configuration stable en "octet".

Ces observations ont conduit à l'énoncé de deux règles fondamentales en chimie :

• La règle du duet : Un atome est stable lorsqu'il possède 2 électrons de valence (comme l'Hélium). Cela concerne le plus souvent l'hydrogène.
• La règle de l'octet : Un atome est stable lorsqu'il possède 8 électrons de valence (comme le Néon ou l'Argon). C'est la règle la plus fréquente pour les autres atomes.

Ces règles sont le moteur de la réactivité chimique : les atomes "cherchent" à atteindre cette configuration stable des gaz nobles.

La plupart des atomes dans le tableau périodique ne sont pas des gaz nobles. Leur dernière couche électronique n'est pas complète, ce qui les rend chimiquement instables et réactifs. Pour atteindre la stabilité, ils vont chercher à acquérir la configuration électronique d'un gaz noble.

Ils peuvent y parvenir de deux manières principales :

1. En perdant ou en gagnant des électrons : cela conduit à la formation d'ions.
2. En mettant en commun des électrons : cela conduit à la formation de liaisons covalentes et de molécules.

Ces processus sont à l'origine des réactions chimiques. Lorsqu'un atome réagit, il cherche à atteindre une configuration électronique stable, que ce soit en perdant, en gagnant ou en partageant des électrons. C'est le principe fondamental de la stabilité chimique.

Les atomes qui ne sont pas des gaz nobles vont avoir tendance à perdre ou gagner des électrons pour satisfaire la règle du duet ou de l'octet. Ce faisant, ils se transforment en ions. Un ion est un atome (ou un groupe d'atomes) qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons et qui porte donc une charge électrique.

• Formation de cations : Les atomes qui ont 1, 2 ou 3 électrons de valence ont tendance à les perdre pour retrouver la couche complète inférieure. En perdant des électrons (qui sont négatifs), l'atome devient un ion chargé positivement, appelé cation.

  • Exemple : Le sodium (Na) a 1 électron de valence. Il le perd pour devenir $Na^+$.
  • Ces atomes sont généralement des métaux.

• Formation d'anions : Les atomes qui ont 5, 6 ou 7 électrons de valence ont tendance à en gagner pour compléter leur dernière couche à 8 électrons. En gagnant des électrons, l'atome devient un ion chargé négativement, appelé anion.

  • Exemple : Le chlore (Cl) a 7 électrons de valence. Il en gagne 1 pour devenir $Cl^-$.
  • Ces atomes sont généralement des non-métaux.

• Conservation de la charge : Lors de la formation d'ions, le nombre total de protons dans le noyau ne change pas. Seul le nombre d'électrons varie, ce qui modifie la charge électrique de l'atome.

Voici quelques exemples d'ions monoatomiques (formés à partir d'un seul atome) que l'on rencontre fréquemment :

La formule d'un ion est le symbole de l'élément suivi en exposant de sa charge électrique. Le chiffre 1 n'est jamais écrit.

• Charge positive : $Na^+$, $Ca^{2+}$, $Al^{3+}$
• Charge négative : $Cl^-$, $O^{2-}$

La nomenclature des ions (leur nom) suit des règles simples :

• Pour les cations (ions positifs), on garde généralement le nom de l'atome d'origine.
  • $Na^+$ : ion sodium
  • $Ca^{2+}$ : ion calcium
  • $Al^{3+}$ : ion aluminium
• Pour les anions (ions négatifs), on ajoute le suffixe "-ure" au radical du nom de l'atome.
  • $Cl^-$ : ion chlorure (du chlore)
  • $S^{2-}$ : ion sulfure (du soufre)
  • $F^-$ : ion fluorure (du fluor)
  • Exception : l'ion oxygène est l'ion oxyde ($O^{2-}$).

La charge de l'ion permet de savoir combien d'électrons ont été perdus ou gagnés. Une charge de $+n$ signifie $n$ électrons perdus, et une charge de $-n$ signifie $n$ électrons gagnés.

Lorsque des atomes non-métalliques cherchent à acquérir une configuration électronique stable, ils ont souvent tendance à mettre en commun des électrons plutôt qu'à les perdre ou les gagner complètement. Cette mise en commun forme une liaison covalente. Une liaison covalente est la force qui maintient ensemble deux atomes.

• Chaque liaison covalente est formée par une paire d'électrons partagés, provenant chacun d'un des atomes liés. Cette paire est appelée doublet liant.
• Les électrons de valence qui ne sont pas impliqués dans les liaisons sont appelés doublets non liants (ou doublets libres). Ils appartiennent uniquement à l'atome sur lequel ils se trouvent.
• En partageant des électrons, les atomes atteignent virtuellement la règle de l'octet (ou du duet pour l'hydrogène) en comptant les électrons partagés pour chacun des atomes.

Exemple : L'hydrogène (H) a 1 électron de valence. Pour atteindre la règle du duet, il lui en faut 1 de plus. Deux atomes d'hydrogène peuvent partager chacun leur électron pour former une liaison covalente.

La représentation de Lewis d'une molécule est un schéma qui montre toutes les liaisons covalentes (doublets liants) et tous les doublets non liants de chaque atome de la molécule. Elle permet de visualiser comment les atomes sont liés et de vérifier le respect des règles de l'octet et du duet.

Méthode de construction (simplifiée) :

1. Compter le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes de la molécule.
2. Placer l'atome le moins électronégatif (ou le plus souvent l'atome le plus central) au centre.
3. Relier les atomes périphériques à l'atome central par des liaisons simples (un tiret pour chaque doublet liant).
4. Compléter les doublets non liants sur les atomes périphériques pour qu'ils respectent la règle de l'octet (ou du duet pour H).
5. Placer les électrons restants sous forme de doublets non liants sur l'atome central.
6. Si l'atome central n'a pas son octet, transformer des doublets non liants des atomes périphériques en doublets liants (liaisons doubles ou triples) jusqu'à ce que l'octet soit respecté pour tous les atomes.

• Molécule de dihydrogène ($H_2$) : H-H (chaque H a 2 électrons partagés → duet)
• Molécule de dioxygène ($O_2$) : O=O (chaque O a 4 électrons liants + 4 électrons non liants → octet)
• Molécule de diazote ($N_2$) : N≡N (chaque N a 6 électrons liants + 2 électrons non liants → octet)

Exemples de molécules plus complexes :

• Méthane ($CH_4$) : C est au centre, lié à 4 H. C respecte l'octet, H respecte le duet.

      H
      |
    H-C-H
      |
      H
  

• Eau ($H_2O$) : O est au centre, lié à 2 H, et possède 2 doublets non liants. O respecte l'octet, H respecte le duet.

    H-Ö-H
      ¨
  

• Dioxyde de carbone ($CO_2$) : C est au centre, lié par des doubles liaisons à 2 O. Chaque O possède 2 doublets non liants. C et O respectent l'octet.

    O=C=O
  

La représentation de Lewis est cruciale car elle permet de s'assurer que chaque atome dans la molécule respecte la règle de l'octet ou du duet, garantissant ainsi la stabilité de la molécule.

Pour respecter la règle de l'octet, les atomes peuvent former plus d'une liaison entre eux :

• Liaison simple : 1 doublet liant (ex: C-C, C-H)
• Liaison double : 2 doublets liants (ex: C=C, C=O, O=O)
• Liaison triple : 3 doublets liants (ex: C≡C, N≡N)

Les exceptions à la règle de l'octet sont rares au niveau Seconde et concernent des éléments comme le phosphore ou le soufre dans certaines molécules, mais nous ne les étudierons pas en détail. L'hydrogène est le seul atome qui respecte la règle du duet.

La géométrie des molécules est également une conséquence de la répulsion entre les doublets (liants et non liants). Les doublets cherchent à être les plus éloignés possible les uns des autres, ce qui donne une forme tridimensionnelle à la molécule (par exemple, l'eau est coudée, le méthane est tétraédrique). C'est une première introduction à la structure spatiale des molécules.

Il est fondamental de bien différencier les composés ioniques et les molécules, car leur nature et leurs propriétés sont très différentes.

En résumé, un composé ionique est un assemblage d'ions positifs et négatifs, tandis qu'une molécule est un assemblage d'atomes liés par des liaisons covalentes. La formation de l'un ou l'autre dépend de la tendance des atomes à perdre/gagner des électrons ou à les partager.

La formule d'un composé ionique indique la proportion la plus simple des ions qui le constituent, de manière à ce que l'ensemble soit électriquement neutre. Il n'y a pas de molécules individuelles dans un composé ionique ; la formule représente une unité formulaire.

Règle essentielle : La somme des charges positives doit être égale à la somme des charges négatives pour que le composé soit neutre.

Méthode pour établir la formule :

1. Identifier les ions présents et leurs charges.
2. Déterminer le plus petit multiple commun des valeurs absolues des charges.
3. Ajuster les coefficients stœchiométriques (les petits nombres en indice) pour que la neutralité soit respectée.

• Chlorure de sodium (sel de table) : ion sodium ($Na^+$) et ion chlorure ($Cl^-$).
  • ($+1$) + ($-1$) = 0. Donc, 1 $Na^+$ pour 1 $Cl^-$.
  • Formule : NaCl
• Chlorure de magnésium : ion magnésium ($Mg^{2+}$) et ion chlorure ($Cl^-$).
  • Charge totale positive : $+2$. Charge totale négative : $-1$.
  • Pour que la somme soit 0, il faut deux ions chlorure pour un ion magnésium : ($+2$) + 2 $\times$ ($-1$) = 0.
  • Formule : $MgCl_2$
• Oxyde d'aluminium : ion aluminium ($Al^{3+}$) et ion oxyde ($O^{2-}$).
  • Plus petit multiple commun de 3 et 2 est 6.
  • Il faut 2 ions $Al^{3+}$ (charge totale $+6$) et 3 ions $O^{2-}$ (charge totale $-6$).
  • Formule : $Al_2O_3$

La nomenclature des composés ioniques est simple : "nom de l'anion" de "nom du cation".

• $NaCl$ : chlorure de sodium
• $MgCl_2$ : chlorure de magnésium
• $Al_2O_3$ : oxyde d'aluminium

La nature des liaisons (ioniques ou covalentes) a des conséquences directes sur les propriétés physiques et chimiques des substances.

Ces propriétés sont des indicateurs précieux de la nature d'une substance. Par exemple, si une substance est un solide qui fond à très haute température et conduit le courant une fois fondue, il y a de fortes chances qu'il s'agisse d'un composé ionique. Inversement, si une substance est un gaz à température ambiante, c'est très probablement une molécule.