Ce chapitre fait suite à la fiche sur le cortège électronique : on sait maintenant écrire une configuration électronique et compter les électrons de valence. Reste à comprendre pourquoi les atomes s’associent, et comment le prévoir.
1 En quête de stabilité
a. Les gaz rares, des espèces chimiques stables
Les gaz rares (ou gaz nobles) sont les éléments de la 18e colonne de la classification périodique : hélium He, néon Ne, argon Ar, krypton Kr, xénon Xe…
Ils sont chimiquement stables : ils ne s'associent pas spontanément à d'autres atomes pour former des molécules ou des ions. On les trouve dans la nature à l'état d'atomes isolés.
Leur dernière couche (couche de valence) est saturée :
- pour l'hélium (Z = 2) : 1s² → 2 électrons de valence (un « duet ») ;
- pour les autres gaz rares : …ns² np⁶ → 8 électrons de valence (un « octet »).
| Gaz rare | Z | Configuration électronique | Électrons de valence |
|---|---|---|---|
| Hélium He | 2 | 1s² | 2 |
| Néon Ne | 10 | 1s² 2s² 2p⁶ | 8 |
| Argon Ar | 18 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ | 8 |
b. Les règles de stabilité
Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à gagner en stabilité en adoptant la configuration électronique du gaz rare le plus proche dans la classification.
- Règle du duet : les atomes proches de l'hélium (H, Li, Be) adoptent une couche externe à 2 électrons : 1s².
- Règle de l'octet : les autres atomes (Z de 5 à 18 au programme) adoptent une couche externe à 8 électrons : ns² np⁶.
Les électrons de valence sont ceux de la dernière couche occupée (n le plus grand). Pour les éléments des colonnes 1, 2 et 13 à 18 des trois premières périodes, leur nombre se lit sur la classification : colonne 1 → 1, colonne 2 → 2, colonne 13 → 3, …, colonne 17 → 7, colonne 18 → 8 (2 pour He).
Pour atteindre cette configuration stable, un atome dispose de deux stratégies :
- perdre ou gagner des électrons → il devient un ion monoatomique (partie 1.c) ;
- mettre en commun des électrons avec d'autres atomes → il forme une molécule (partie 2).
c. Ions monoatomiques
Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.
- Un atome qui perd des électrons devient un ion positif : un cation (ex. : Na⁺, Ca²⁺).
- Un atome qui gagne des électrons devient un ion négatif : un anion (ex. : Cl⁻, O²⁻).
Le noyau n'est pas modifié : le numéro atomique Z et l'élément chimique restent les mêmes.
- Écrire la configuration électronique de l'atome à partir de Z.
- Repérer le gaz rare le plus proche et compter les électrons de valence.
- Choisir le chemin le plus court : perdre ses électrons de valence s'il en a peu (1, 2 ou 3), gagner les électrons manquants s'il en a beaucoup (5, 6 ou 7).
- Écrire la charge : perdre n électrons → charge +n ; gagner n électrons → charge −n.
Configuration : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² → 2 électrons de valence. Le gaz rare le plus proche est le néon (1s² 2s² 2p⁶). Le magnésium perd 2 électrons : il forme l'ion Mg²⁺.
Configuration : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ → 6 électrons de valence. Le gaz rare le plus proche est l'argon (…3s² 3p⁶). Le soufre gagne 2 électrons : il forme l'ion S²⁻.
- Les gaz rares ne forment pas d'ions : ils sont déjà stables.
- L'atome d'hydrogène peut perdre son électron (ion H⁺) — il n'a alors plus aucun électron.
- Une solution ou un solide ionique est toujours électriquement neutre : les charges des cations et des anions se compensent (ex. : MgCl₂ contient deux fois plus d'ions Cl⁻ que d'ions Mg²⁺).
2 Le modèle de Lewis
a. Liaison covalente et doublets non liants
Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons de valence par deux atomes, chacun en apportant généralement un. Ces deux électrons forment un doublet liant, qui appartient aux deux atomes à la fois.
Un ensemble d'atomes liés par des liaisons covalentes et électriquement neutre est une molécule.
Les électrons de valence qui ne participent à aucune liaison covalente sont regroupés par paires : ce sont les doublets non liants (ou paires libres). Ils appartiennent à un seul atome.
Un atome forme autant de liaisons covalentes qu'il lui manque d'électrons pour atteindre le duet ou l'octet. Ses électrons de valence restants forment des doublets non liants.
| Atome | Z | Électrons de valence | Électrons manquants → nombre de liaisons | Doublets non liants |
|---|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 | 1 (duet) | 0 |
| C | 6 | 4 | 4 | 0 |
| N | 7 | 5 | 3 | 1 |
| O | 8 | 6 | 2 | 2 |
| Cl | 17 | 7 | 1 | 3 |
Deux atomes peuvent partager plusieurs doublets : liaison double (2 doublets liants, ex. C=O) ou liaison triple (3 doublets liants, ex. N≡N). Chaque doublet compte pour 2 électrons autour de chacun des deux atomes.
b. Schéma de Lewis et stabilité des molécules
Le schéma de Lewis d'une molécule est une représentation de l'enchaînement de ses atomes dans laquelle :
- chaque atome est représenté par son symbole ;
- chaque doublet liant est représenté par un tiret entre deux atomes ;
- chaque doublet non liant est représenté par un tiret autour d'un seul atome ;
- chaque atome respecte la règle du duet (H) ou de l'octet.
- Pour chaque atome, déterminer le nombre d'électrons de valence.
- En déduire le nombre de liaisons que forme chaque atome (électrons manquants).
- Placer les atomes : celui qui forme le plus de liaisons est en général au centre ; H est toujours en bout de chaîne (1 seule liaison).
- Tracer les liaisons (simples, doubles ou triples) pour que chaque atome ait le bon nombre de liaisons.
- Compléter avec les doublets non liants.
- Vérifier : 2 électrons autour de chaque H, 8 électrons autour des autres atomes (liants + non liants).
N (Z = 7) : 1s² 2s² 2p³ → 5 électrons de valence → 3 liaisons + 1 doublet non liant. H : 1 liaison. L'azote est au centre, lié aux trois H.
Vérification : autour de N, 3 doublets liants + 1 non liant = 4 doublets = 8 électrons ✔ ; autour de chaque H, 1 doublet = 2 électrons ✔.
- Oublier les doublets non liants (sur O, N, Cl…) : le schéma est alors incomplet.
- Placer un doublet non liant sur H : c'est impossible, H a déjà son duet avec une seule liaison.
- Compter un doublet comme un seul électron : un tiret = 2 électrons.
3 Énergie de liaison
L'énergie de liaison Eliaison est l'énergie qu'il faut fournir pour rompre une liaison covalente entre deux atomes, à l'état gazeux. Elle traduit la solidité de la liaison.
Elle s'exprime généralement pour une mole de liaisons, en kilojoules par mole (kJ·mol⁻¹).
- Plus l'énergie de liaison est grande, plus la liaison est solide, donc difficile à rompre.
- Pour deux atomes donnés, une liaison multiple est plus solide qu'une liaison simple : E(C–C) < E(C=C).
- Former une liaison libère la même énergie que celle qu'il faut fournir pour la rompre.
| Liaison | H–H | C–H | C–C | C=C | C–O | C=O | O–H | O=O | N≡N | H–Cl |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| E (kJ·mol⁻¹) | 436 | 413 | 348 | 614 | 360 | 804 | 463 | 498 | 945 | 432 |
Pour séparer une molécule en atomes isolés, il faut rompre toutes ses liaisons : on additionne les énergies de toutes les liaisons présentes dans le schéma de Lewis.
Le schéma de Lewis de CH₄ comporte 4 liaisons C–H. Pour dissocier une mole de méthane en atomes :
E = 4 × E(C–H) = 4 × 413 = 1 652 kJ·mol⁻¹
E(N≡N) = 945 kJ·mol⁻¹ > E(O=O) = 498 kJ·mol⁻¹ : la triple liaison du diazote est presque deux fois plus solide. C'est pourquoi le diazote de l'air est très peu réactif.
À retenir
- Les gaz rares (colonne 18) sont stables : couche externe 1s² (He) ou ns² np⁶ (8 électrons).
- Les atomes cherchent à adopter la configuration du gaz rare le plus proche : règle du duet (2 e⁻) ou règle de l'octet (8 e⁻).
- Un atome qui perd n électrons donne un cation de charge +n ; un atome qui gagne n électrons donne un anion de charge −n.
- Une liaison covalente = un doublet liant (2 électrons mis en commun). Les électrons de valence restants forment des doublets non liants.
- Nombre de liaisons usuel : H : 1 · O : 2 · N : 3 · C : 4 · Cl : 1.
- Dans un schéma de Lewis, chaque atome respecte le duet ou l'octet ; un tiret = un doublet = 2 électrons.
- L'énergie de liaison (kJ·mol⁻¹) est l'énergie à fournir pour rompre une liaison : plus elle est grande, plus la liaison est solide.