Les gaz nobles existent à l’état d’atomes isolés et réagissent très peu : leur configuration électronique est particulièrement stable. Les autres atomes tendent à acquérir une configuration analogue, soit en formant des ions, soit en s’associant en molécules.
Objectifs
- Relier la stabilité des gaz nobles à leur configuration électronique
- Prévoir la charge des ions monoatomiques usuels
- Établir le schéma de Lewis de molécules simples
- Associer l’énergie de liaison à l’énergie nécessaire pour rompre une liaison
1. La stabilité des gaz nobles
Les gaz nobles (hélium, néon, argon…) ont une couche externe saturée : 2 électrons pour l’hélium (1s2), 8 électrons pour les autres (ns2 np6). Cette configuration leur confère une grande stabilité chimique.
2. Les ions monoatomiques
Un atome peut perdre des électrons (il devient un cation, chargé positivement) ou en gagner (il devient un anion, chargé négativement) pour obtenir la configuration du gaz noble le plus proche.
Le sodium et le chlore
- Na (Z = 11) : 1s2 2s2 2p6 3s1. Il perd 1 électron → Na+ : 1s2 2s2 2p6, configuration du néon.
- Cl (Z = 17) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Il gagne 1 électron → Cl− : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, configuration de l’argon.
| Colonne | Électrons de valence | Ion formé | Exemples |
|---|---|---|---|
| 1 | 1 | X+ | Li+, Na+, K+ |
| 2 | 2 | X2+ | Mg2+, Ca2+ |
| 13 | 3 | X3+ | Al3+ |
| 16 | 6 | X2− | O2−, S2− |
| 17 | 7 | X− | F−, Cl− |
3. La liaison covalente et le schéma de Lewis
Liaison covalente : Mise en commun de deux électrons (un doublet liant) entre deux atomes. Chaque atome compte les électrons du doublet dans sa couche externe.
Dans le schéma de Lewis d’une molécule, on représente chaque doublet liant par un trait entre deux atomes et chaque doublet non liant (paire d’électrons de valence non partagée) par un trait autour de l’atome.
| Atome | Électrons de valence | Liaisons covalentes | Doublets non liants |
|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 | 0 |
| C | 4 | 4 | 0 |
| N | 5 | 3 | 1 |
| O | 6 | 2 | 2 |
| Cl | 7 | 1 | 3 |
Schéma de Lewis de l’eau H2O
- Électrons de valence : 2 × 1 (H) + 6 (O) = 8, soit 4 doublets.
- O forme 2 liaisons simples, une avec chaque H : H–O–H (2 doublets liants).
- Il reste 2 doublets non liants, placés sur l’oxygène, qui respecte alors l’octet ; chaque H respecte le duet.
- Dioxyde de carbone CO2 : O=C=O (deux liaisons doubles), 2 doublets non liants sur chaque O.
- Ammoniac NH3 : N lié à 3 atomes H, avec 1 doublet non liant sur N.
- Méthane CH4 : C lié à 4 atomes H, aucun doublet non liant.
- Diazote N2 : N≡N (liaison triple), 1 doublet non liant sur chaque N.
4. L’énergie de liaison
Pour rompre une liaison covalente, il faut fournir de l’énergie : c’est l’énergie de liaison. Plus elle est grande, plus la liaison est solide. À l’inverse, la formation d’une liaison libère cette même énergie.
À retenir
- Les gaz nobles sont stables : couche externe à 2 (He) ou 8 électrons.
- Les atomes forment des ions monoatomiques pour obtenir la configuration du gaz noble le plus proche.
- Liaison covalente : un doublet d’électrons mis en commun.
- Lewis : H forme 1 liaison, O 2, N 3, C 4 ; les doublets non liants complètent l’octet.
- Énergie de liaison : énergie à fournir pour rompre la liaison.
Et maintenant, à toi !
Vérifie que tu as compris avec les exercices, puis révise avec la fiche.