\chapter{Stabilité chimique: ions et molécules}
\label{chap:mocu}


\section{Introduction}
\begin{exointro}{Lycée  Pablo Picasso, Fontenay}
  Lorsqu'il s'ionise en perdant ou acquérant un ou plusieurs électrons, un  
  atome a tendance à acquérir la \index{configuration électronique}configuration électronique du gaz noble le plus proche dans  
  la classification périodique.  
  
  \begin{questions}
  \item Donner la configuration électronique des atomes de chlore, de magnésium, de lithium et  
    de fluor.  
  \item En déduire la configuration électronique des ions que peuvent former chacun de ces  
    atomes.  
  \item Quelle est la charge de chacun des ions correspondants ?  
  \end{questions}
  {\em Données :} les numéros atomiques des atomes, dans l'ordre de l'énoncé, sont respectivement : $17$, $12$, $3$ et $9$.  

\end{exointro}

Ce chapitre aborde la notion de stabilité chimique. Nous allons voir
un principe général, qui nous permettra de comprendre quels types
d'ions forment les atomes, ou comment les atomes s'agencent en
édifices plus complexes, les molécules.

\section{Un principe général}

Pour augmenter sa stabilité, un atome a tendance à s'entourer d'un
cortège électronique de gaz noble.


Un atome qui ne vérifie pas ce principe général est très instable,
hautement réactif et va rapidement donner lieu à une transformation
chimique qui lui permettra de satisfaire ce principe. Dans les
conditions usuelles, tous les atomes que nous rencontrons satisfont à
ce principe, soit se débarassant d'électrons ou en en capturant, de
manière à devenir des ions, soit en s'impliquant dans des édifices
plus complexes, les molécules. Nous allons étudier ces deux cas plus
en détail.

\section{Ions monoatomiques}
Un atome isolé, pour acquérir une configuration électronique de gaz noble, peut capturer des électrons supplémentaires ou au contraire se débarrasser de certains de ses électrons. Il peut donc acquérir la configuration électronique du gaz noble qui le suit ou le précède dans le tableau périodique, et va ainsi former un ion, puisque sa neutralité électrique n'est plus assurée.

\begin{aretenir}
  Lorsqu'il forme un ion, un atome a tendance a adopter la
  configuration du gaz noble le plus proche dans la classification périodique.
\end{aretenir}

Nous pouvons en appliquant ce principe déduire la table
suivante. Nous rappelons que pour les éléments figurant au
programme les gaz nobles ont pour dernière sous-couche une sous-couche p complète avec 6 électrons.
\Par
    \begin{tabular}{|Zc|Z{m{38mm}}|Z{m{46mm}}|}
      \hline 
      \tabulartitle 
 \bfseries     Élément &\bfseries\centering\arraybackslash configuration électronique &\bfseries  \centering\arraybackslash configuration électronique du gaz noble 
                                          le plus proche \\ \hline 
      Sodium &  $\rm 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$  &   $\rm 1s^2 2s^2 2\textcolor{DR}{p^6} $\\ \hline 
      Magnésium &  $\rm 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$  &   $\rm 1s^2 2s^2 2\textcolor{DR}{p^6} $\\ \hline 
      Chlore &  $\rm 1s^2 2s^2 2p^6 3s^23p^5$  &   $\rm 1s^2 2s^2 2p^6 
                                                 3s^23\textcolor{DR}{p^6} $\\ \hline 
      Fluor &  $\rm 1s^2 2s^2 2p^5$  &   $\rm 1s^2 2s^2 2\textcolor{DR}{p^6}  $\\ \hline 
    \end{tabular}

\Par

En comparant les configurations électroniques de l'atome et celle du
gaz noble le plus proche, nous pouvons en déduire combien d'électrons
sont gagnés ou perdus, ce qui nous donne la formule de l'ion:
\Par
\begin{center}
        \begin{tabular}{|Zc|>{\centering\arraybackslash}Z{m{30mm}}|>{\centering\arraybackslash}Z{m{12mm}}|>{\centering\arraybackslash}Z{m{25mm}}|}
      \hline 
      \tabulartitle 
 \bfseries     Élément &\bfseries électrons
                                                           gagnés (+) ou 
                                                           perdus (-) &
                                                                    \bfseries
                                                                        ion 
      formé & \bfseries nom\\ \hline 
      Sodium & -1 & Na$^+$ & ion sodium\\ \hline 
      Magnésium & -2 & Mg$^{2+}$ & ion magnésium\\ \hline 
      Chlore & +1 &
                                                                 Cl$^{-}$ & ion chlorure\\ \hline 
      Fluor& +1 &
                                                                 F$^{-}$ & ion fluorure\\ \hline 
    \end{tabular}
\end{center}

\Par

    Outre ces électrons, nous mentionnons les ions potassium K$^+$ et
    calcium Ca$^{2+}$. Le potassium et le calcium sont respectivement
    dans la première et deuxième colonne du tableau périodique, aussi
    il est logique que la charge de leurs ions soient  les mêmes,
    respectivement, que celles du sodium et du magnésium.

    Enfin, l'hydrogène est une exception au principe: il tend à se
    défaire de son unique électron et n'a de ce fait plus de cortège
    électronique. Il forme l'ion hydrogène H$^+$.

    \begin{aretenir}
      Un ion chargé positivement est appelé un cation. Un ion chargé
      négativement est appelé un anion.
    \end{aretenir}


\section{Les molécules}
    
Les atomes ont tendance à s'assembler pour former des édifices plus
complexes, appelés molécules. Une molécule peut compter seulement deux
atomes (par\linebreak exemple les molécules de diazote ou de dioxygène
qui se trouvent dans l'air) jusqu'à plusieurs millions voire milliards
(pour une molécule d'ADN, par exemple). Pour s'assembler en molécules,
les atomes forment entre eux des liaisons, qui correspondent à la mise
en commun d'électrons de leurs sous-couches externes (celle dont le
numéro est celui de la période). Ces électrons de la couche externe
sont également appelés électrons de valence, ainsi que nous l'avons vu
au chapitre précédent.

Ici, au contraire des ions, il n'est plus question de pouvoir se débarrasser
d'électrons, mais au contraire d'en accepter de nouveaux, mis en
commun avec d'autres atomes.

\begin{aretenir}
  Dans une molécule, chaque atome a tendance a acquérir la
  configuration électronique du gaz noble qui le suit dans le tableau périodique.
\end{aretenir}

Ainsi, la différence avec les ions monoatomiques est \og\ldots qui le
suit\ldots\fg au lieu de \og\ldots le plus proche \ldots\fg.

Lorsque des molécules mettent des électrons en commun pour assurer la
stabilité chimique de chacun des atomes, on dit qu'elles établissent
des \index{liaison}liaisons de \index{valence}valence ou des liaisons \index{covalente}covalentes.


\subsectionnn{Formule de Lewis des molécules}

Une formule de \index{formule!de Lewis}Lewis d'une molécule est une
représentation de celle-ci où l'on fait apparaître les électrons de
valence de chaque atome. 

Chaque paire d'électrons est représentée par
un tiret, et est appelé un doublet. Si les deux électrons
correspondent au même atome (et ne participent ainsi pas à une liaison
covalente entre deux atomes), on parle de doublet non-liant. Dans le
cas contraire, on parle de doublet liant. Nous examinons ces notions
plus en détail dans les exemples suivants.

\begin{Exemple}
on considère~la~molécule~de~%
chlorure~d'hydrogène~{\rm HCl}.
Il manque un électron à l'atome d'hydrogène pour acquérir la
configuration électronique du gaz noble qui le suit (l'hélium),
tandis qu'il en manque également un à l'atome de chlore pour acquérir
la configuration électronique du gaz noble qui le suit (l'argon).


On peut ainsi mettre en commun l'électron de l'hydrogène,
représenté par un point, et un électron de la couche de valence du chlore, représenté
par une étoile, pour constituer une liaison covalente simple :

\Par

\parbox{\linewidth}{%
\begin{center}
\includegraphics{236_crmocu02}
\figcaption{Mise en commun de deux électrons.}
\end{center}
}

\Par

Enfin, on allège ce dessin, en adoptant la convention de représenter une
liaison covalente par un trait :

\Par

\parbox{\linewidth}{%
\begin{center}
\includegraphics{236_crmocu03}
\figcaption{Représentation de Lewis de la molécule de chlorure d'hydrogène.}
\end{center}
}

\Par

Notons que l'atome de chlore possède sept électrons sur sa couche de
valence, et qu'un seul participe à un doublet liant. Les six autres se
retrouvent dans les trois doublets non-liant indiqués ci-dessus.
\end{Exemple}

Considérons à présent un exemple un peu plus complexe:

\enlargethispage*{4em}

\begin{Exemple}
on considère la molécule de dioxygène. Il manque deux électrons à
chaque atome d'oxygène  pour acquérir la configuration électronique du
gaz noble qui le suit dans le tableau périodique (à savoir le
néon). Chaque atome d'oxygène doit donc gagner deux électrons pour
devenir chimiquement stable. Ceci se fait de la manière représentée ci-après:

\Par

\parbox{\linewidth}{%
\begin{center}
\includegraphics{236_crmocu04}
\figcaption{Création d'une double liaison par appariement de quatre électrons.}
\end{center}
}

\Par

La liaison qui se forme entre les deux atomes d'oxygène correspond à
la mise en commun de \emph{quatre} électrons. Ceux-ci doivent donc
être représentés par \emph{deux} tirets ou doublets. La liaison
résultante est donc qualifié de liaison double.

Notons que l'atome d'oxygène possède six électrons sur sa couche de
valence, et que deux seulement participent à un doublet liant. Les quatre autres se
retrouvent dans les deux doublets non-liant pour chaque atome, comme
on le voit ci-dessus.

\end{Exemple}

\section{Énergie de liaison}

\og Casser \fg une molécule de manière à la fragmenter en ses atomes
individuels requiert de l'énergie. Cette énergie est appelée énergie
de liaison de la molécule.

Dans le cas particulier d'une molécule diatomique (à deux atomes)
comme celles que nous avons vu ci-dessus, fragmenter la molécule
consiste à rompre l'unique liaison entre les deux atomes. Dans ce cas,
l'énergie de liaison est l'énergie qu'il faut dépenser pour rompre
cette liaison.

Plus l'énergie de liaison est grande, plus la liaison est solide.


\begin{solintro}
\begin{questions}
\item  
\begin{questions}
\item  
Donnons une solution détaillée pour le premier cas (atome de chlore). Son  
numéro atomique est $17$, donc il possède $17$~électrons.  Sa
configuration électronique est obtenue en remplissant ses sous-couches
dans l'ordre, et en respectant un maximum de deux électrons pour les
sous-couches s et six électrons pour les sous-couches p. Nous
obtenons:

\[\rm 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5\]

 De la même manière, on trouve les configurations électroniques des atomes 
suivants : 
\item Magnésium : $\rm 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$
\item Lithium :   $\rm 1s^2 2s^1$
\item Fluor :     $\rm 1s^2 2s^2 2p^5$
\end{questions}
\item 
\begin{questions}
\item 
Le gaz noble le plus proche du chlore dans la classification périodique 
est l'argon ($Z=18$). La configuration électronique de l'ion donné par le 
chlore est donc : $\rm 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$. 
\item 
Le gaz noble le plus proche du magnésium est le néon ($Z=10$). La configuration électronique 
de l'ion donné par le magnésium est donc : $\rm 1s^2 2s^2 2p^6$. 
\item 
Le gaz noble le plus proche du lithium est l'hélium ($Z=2$). La configuration électronique de 
l'ion donné par le lithium est donc : $\rm 1s^2$. 
\item 
Le gaz noble le plus proche du fluor est le néon ($Z=10$). La configuration électronique 
de l'ion donné par le fluor est donc : $\rm 1s^2 2s^2 2p^6$. 
\end{questions}
\Break
\item 
\begin{questions}
\item 
On voit que pour acquérir la configuration électronique de l'argon, le chlore 
a dû gagner un électron, donc l'ion donné par le chlore est l'ion Cl$^-$ (ion 
chlorure). 
\item 
Le magnésium doit, lui, perdre deux électrons. On a donc deux charges élémentaires 
excédentaires dans le noyau : l'ion donné par le magnésium est Mg$^{2+}$ (ion 
magnésium). 
\item 
Le lithium doit perdre un électron donc l'ion qu'il donne est Li$^+$ (ion lithium). 
\item 
Le fluor doit gagner un électron, donc l'ion qu'il donne est F$^-$ (ion fluorure). 
\end{questions}
\end{questions}
\end{solintro}
