I. Les principales entités chimiques

1. Les atomes

* Pour rappel :


Un atome est une entité électriquement neutre composée d'un noyau (constitué de nucléons, qui sont soit des protons, soit des neutrons) et d'un nuage d'électrons gravitant autour de ce noyau.
Ces électrons sont répartis autour du noyau sur des couches électroniques différentes, admettant chacune un nombre d'électrons et un nombre de sous-couche(s) bien déterminés.
Cette configuration électronique d'un atome et plus particulièrement sa couche externe lui confère des propriétés qui lui sont propres : c'est la classification périodique des éléments.

* Toutes les notions à connaître sont détaillées dans la fiche suivante :

Cortège électronique de l'atome et classification périodique

2. Les ions monoatomiques

* Exemples d'ions monoatomiques :
l'ion hydrogène, noté , est chargé positivement : il a cédé 1 électron ;
l'ion chlorure, noté , est chargé négativement : il a capté 1 électron ;
l'ion calcium, noté , est chargé positivement : il a cédé 2 électrons.

* Remarque : il existe des ions polyatomiques qui seront étudiés en classe de première.

3. Les molécules

a. Notion
* Remarque (hors programme) : il existe des forces plus faibles telles que les liaisons hydrogène et celles de type van der Waals à l'état liquide et/ou solide.


b. Liaison covalente (ou liaison de covalence)
c. Formule brute d'une molécule
* Exemple : l'air est constitué essentiellement de molécules de diazote () et de dioxygène (), mais également de dioxyde de carbone () et de méthane () dans des proportions moindres.

II. Stabilité d'un ion monoatomique

1. Gaz nobles et configuration électronique

* L'hélium, le néon, l'argon, le krypton, le xénon et le radon forment la famille des gaz nobles. Ces derniers sont situés sur la 18^ème colonne de la classification périodique des éléments.

* Les gaz nobles ne réagissent jamais avec une autre entité chimique, ils sont donc caractérisés par une très grande stabilité (ou inertie chimique). C'est la raison pour laquelle ils sont également désignés comme étant des gaz rares ou gaz inertes.

* Cette stabilité (ou inertie chimique) s'explique de par leur configuration électronique : ces derniers possèdent une couche électronique externe saturée (= remplie) dite en duet (2 électrons pour l'hélium) ou en octet (8 électrons pour les autres) :
l'hélium, noté , de numéro atomique Z = 2, a pour configuration électronique 1s², soit 2 électrons de valence (d'où le substantif duet) ;
le néon, noté , de numéro atomique Z = 10, a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁶, soit 8 électrons de valence (d'où le substantif octet) ;
l'argon, noté , de numéro atomique Z = 18, a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, soit 8 électrons de valence (d'où le substantif octet) ;
etc.

2. Règle de stabilité (ou règle du duet et de l'octet)

* Dans la nature, quelle que soit la transformation opérée (chimique, physique ou nucléaire), les entités chimiques cherchent à tendre vers des états plus stables.

* En l'occurrence ici, les atomes vont chercher à gagner ou perdre des électrons pour acquérir une configuration électronique externe en duet ou en octet d'un gaz noble.


* Remarque importante : pour connaître l'ion monoatomique le plus stable, l'atome correspondant doit céder ou capter le moins d'électrons possible.

* Exemple :
l'atome de chlore, noté , de numéro atomique Z = 17, a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ ;
d'après la classification périodique des éléments, le gaz noble le plus proche est l'argon () dont la configuration électronique est 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ ;
ainsi, pour remplir (ou saturer) sa couche externe en octet, ce dernier doit capter 1 électron : c'est l'ion chlorure, noté , de même configuration électronique que l'argon (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶).

III. Stabilité d'une molécule, représentation de Lewis et énergie de liaison

1. La molécule, une entité chimique également stable

* Comme nous l'avons vu précédemment, une liaison covalente résulte de la mise en commun de 2 électrons de valence (= électron sur la couche électronique externe) entre deux atome, appelés doublet liant (ou doublet de liaison).

* Le doublet liant permet donc à chaque atome impliqué de gagner un électron sur sa couche externe : il est symbolisé par un tiret. Ainsi une liaison double permettra à l'atome de gagner 2 électrons sur sa couche externe et une liaison triple 3 électron.


* En vertu de la règle du duet et de l'octet :
chaque atome d'une molécule va donc chercher à capter ou céder le nombre suffisant d'électrons de manière à acquérir une configuration électronique stable (= couche externe saturée en duet ou en octet) ;
l'atome acquiert ainsi la configuration électronique du gaz noble le plus proche dans la classification périodique (couche externe en 1s² ou ns²np⁶) ;
c'est cette règle de stabilité qui fixe le nombre de liaisons de covalence (simple, double ou triple) que peuvent former les atomes : on en déduit ensuite le nombre de doublet(s) non liant(s) formé(s).

2. Modèle de Lewis d'une molécule

Exemple de la molécule de dichlore :
sa formule brute est ;
nous avons vu précédemment que l'atome de chlore, noté , de numéro atomique Z = 17, a pour configuration électronique 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ ;
nous avons également vu que pour remplir (ou saturer) sa couche externe en octet, l'atome de chlore (Z = 17) doit capter 1 électron : c'est l'ion chlorure, noté , de même configuration électronique que l'argon (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶) ;
ce dernier va donc mettre en commun 2 électrons avec un autre atome de chlore pour former 1 doublet liant et ainsi acquérir la même configuration électronique que l'ion chlorure (et donc celle du gaz noble argon) ;
les 6 autres électrons de valence formeront alors des doublets non liants (soit 3 au total) ;
finalement la représentation de Lewis sera donc :

3. Energie de liaison

* La formation d'une liaison covalente entre deux atomes est une transformation qui conduit à libérer de l'énergie : on dit qu'il s'agit d'un processus exothermique.

* A l'inverse, la rupture d'une liaison covalente entre deux atomes d'une molécule requiert de l'énergie (dite énergie de liaison) : on dit qu'il s'agit d'un processus endothermique.

* Plus la liaison à rompre est forte, plus la quantité d'énergie qu'il faudra fournir est importante.

* Cette énergie à fournir peut par exemple l'être sous forme thermique.

* Au cours d'une transformation chimique, des liaisons covalentes sont rompues et d'autres sont formées.