Formation des ions | Entités chimiques stables et ions - Physique-Chimie Seconde

Un ion conserve le même nombre de protons que l'atome d'origine.

Un ion a un nombre d'électrons différent de l'atome d'origine.

Un ion est électriquement chargé (positivement ou négativement).

Un cation est un ion chargé positivement.

Il se forme lorsqu'un atome perd un ou plusieurs électrons.

Il a plus de protons que d'électrons.

Exemples : Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺

Les métaux ont tendance à former des cations.

Ils perdent des électrons de leur couche de valence.

Exemple : Na → Na⁺ + e⁻ (perte de 1 électron)

Exemple : Ca → Ca²⁺ + 2e⁻ (perte de 2 électrons)

Un anion est un ion chargé négativement.

Il se forme lorsqu'un atome gagne un ou plusieurs électrons.

Il a plus d'électrons que de protons.

Exemples : Cl⁻, O²⁻, S²⁻

Les non-métaux ont tendance à former des anions.

Ils gagnent des électrons pour compléter leur couche de valence.

Exemple : Cl + e⁻ → Cl⁻ (gain de 1 électron)

Exemple : O + 2e⁻ → O²⁻ (gain de 2 électrons)

Les atomes tendent à acquérir une structure électronique stable.

Cette structure est celle du gaz noble le plus proche.

Les gaz nobles ont 8 électrons de valence (sauf l'hélium avec 2).

Les atomes cherchent à avoir 8 électrons sur leur couche de valence.

Le sodium perd 1 électron pour avoir la même structure que le néon.

Le chlore gagne 1 électron pour avoir la même structure que l'argon.

Cette règle explique la formation des ions.

Pour l'hydrogène et l'hélium, la structure stable est celle de 2 électrons.

C'est la règle du duet.

L'hydrogène peut former H⁺ (perte) ou H⁻ (gain) d'électron.

• Sodium : Na → Na⁺ + e⁻ (perte de 1 électron)
• Magnésium : Mg → Mg²⁺ + 2e⁻ (perte de 2 électrons)
• Aluminium : Al → Al³⁺ + 3e⁻ (perte de 3 électrons)
• Fer (II) : Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (perte de 2 électrons)
• Fer (III) : Fe → Fe³⁺ + 3e⁻ (perte de 3 électrons)

• Chlore : Cl + e⁻ → Cl⁻ (gain de 1 électron)
• Oxygène : O + 2e⁻ → O²⁻ (gain de 2 électrons)
• Soufre : S + 2e⁻ → S²⁻ (gain de 2 électrons)
• Fluor : F + e⁻ → F⁻ (gain de 1 électron)
• Azote : N + 3e⁻ → N³⁻ (gain de 3 électrons)

Na (Z=11) : (K)²(L)⁸(M)¹ → Na⁺ : (K)²(L)⁸ (comme le néon)

Cl (Z=17) : (K)²(L)⁸(M)⁷ → Cl⁻ : (K)²(L)⁸(M)⁸ (comme l'argon)

Les ions adoptent la structure électronique du gaz noble le plus proche.

• X = symbole de l'élément
• n = nombre de charges
• + = charge positive (cation)
• - = charge négative (anion)

• Ion sodium : Na⁺
• Ion calcium : Ca²⁺
• Ion fer III : Fe³⁺
• Ion chlorure : Cl⁻
• Ion oxygène : O²⁻
• Ion sulfure : S²⁻

Na (Z=11) : (K)²(L)⁸(M)¹ → Na⁺ : (K)²(L)⁸

Cl (Z=17) : (K)²(L)⁸(M)⁷ → Cl⁻ : (K)²(L)⁸(M)⁸

Les ions adoptent souvent la configuration du gaz noble le plus proche.

Configuration : (K)²(L)⁸(M)²

Formation d'ion : Mg → Mg²⁺ + 2e⁻

Nom : ion magnésium

Configuration : (K)²(L)⁷

Formation d'ion : F + e⁻ → F⁻

Nom : ion fluorure

Configuration : (K)²(L)⁸(M)³

Formation d'ion : Al → Al³⁺ + 3e⁻

Nom : ion aluminium

Configuration : (K)²(L)⁸(M)⁶

Formation d'ion : S + 2e⁻ → S²⁻

Nom : ion sulfure

L'énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome isolé gazeux.

Elle s'exprime en électron-volts (eV) ou en kilojoules par mole (kJ/mol).

Plus l'énergie d'ionisation est faible, plus l'atome forme facilement des cations.

Sodium : 5,14 eV (facile de former Na⁺)

Magnésium : 7,65 eV (moins facile de former Mg²⁺)

Fluor : 17,42 eV (très difficile de former F⁺)

Oxygène : 13,62 eV (très difficile de former O⁺)

Dans une période : l'énergie d'ionisation augmente de gauche à droite.

Dans un groupe : l'énergie d'ionisation diminue de haut en bas.

Les métaux alcalins ont les énergies d'ionisation les plus faibles.

Les gaz nobles ont les énergies d'ionisation les plus élevées.

L'affinité électronique est l'énergie libérée lorsqu'un atome isolé gazeux capture un électron.

Elle s'exprime en électron-volts (eV) ou en kilojoules par mole (kJ/mol).

Plus l'affinité électronique est élevée, plus l'atome forme facilement des anions.

Fluor : 3,40 eV (forte tendance à former F⁻)

Chlore : 3,61 eV (très forte tendance à former Cl⁻)

Oxygène : 1,46 eV (modérée tendance à former O²⁻)

Soufre : 2,08 eV (modérée tendance à former S²⁻)

Dans une période : l'affinité électronique augmente de gauche à droite.

Dans un groupe : l'affinité électronique diminue de haut en bas.

Les halogènes ont les affinités électroniques les plus élevées.

Les gaz nobles ont des affinités électroniques proches de zéro.

Plus l'énergie d'ionisation est faible, plus il est facile de former un cation.

Classement : Na (5,14 eV) > Mg (7,65 eV) > O (13,62 eV) > F (17,42 eV)

Le sodium forme le plus facilement des cations.

Les halogènes (comme F) ont des affinités électroniques très élevées.

Les non-métaux (comme O) ont des affinités électroniques élevées.

Les métaux (comme Na et Mg) ont des affinités électroniques très faibles.

Les métaux ont des énergies d'ionisation faibles → tendance à former des cations.

Les non-métaux ont des énergies d'ionisation élevées → tendance à former des anions.

La règle de l'octet explique ces tendances.

Na → Na⁺, Mg → Mg²⁺, F → F⁻, O → O²⁻

• Métaux alcalins (groupe 1) → cations +1 : Li⁺, Na⁺, K⁺
• Métaux alcalino-terreux (groupe 2) → cations +2 : Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺
• Halogènes (groupe 17) → anions -1 : F⁻, Cl⁻, Br⁻
• Chalcogènes (groupe 16) → anions -2 : O²⁻, S²⁻, Se²⁻

Dans une période : de gauche à droite, la tendance à former des cations diminue et celle à former des anions augmente.

Dans un groupe : de haut en bas, la tendance à former des cations augmente.

Les métaux du côté gauche forment facilement des cations.

Les non-métaux du côté droit forment facilement des anions.

Les gaz nobles ont une configuration électronique stable (8 électrons de valence).

Ils ne forment pas d'ions spontanément.

Ils servent de référence pour la stabilité chimique.

Élément A est le sodium (Na), Z=11

Configuration : (K)²(L)⁸(M)¹

Ion formé : Na⁺

Équation : Na → Na⁺ + e⁻

Élément B est l'oxygène (O), Z=8

Configuration : (K)²(L)⁶

Ion formé : O²⁻

Équation : O + 2e⁻ → O²⁻

Élément C est le chlore (Cl), Z=17

Configuration : (K)²(L)⁸(M)⁷

Ion formé : Cl⁻

Équation : Cl + e⁻ → Cl⁻

Élément D est le lithium (Li), Z=3

Configuration : (K)²(L)¹

Ion formé : Li⁺

Équation : Li → Li⁺ + e⁻

• Na⁺ et K⁺ : transmission nerveuse
• Ca²⁺ : contraction musculaire, coagulation sanguine
• Cl⁻ : équilibre acido-basique
• Fe²⁺/Fe³⁺ : transport de l'oxygène dans le sang

• Nitrates et phosphates : fertilisants pour les plantes
• Sulfates : composants de certains minéraux
• Chlorures : salinité des océans

• Batteries : circulation des ions
• Produits chimiques : réactifs
• Traitement de l'eau : purification

Avec 15 électrons : (K)²(L)⁸(M)⁵

On remplit les couches dans l'ordre : K(2) + L(8) + M(5) = 15 électrons

Élément avec Z=15 : phosphore (P)

Période : 3 (car la couche M est la dernière occupée)

Groupe : 15 (car 5 électrons de valence)

Le phosphore a 5 électrons de valence. Il tend à gagner 3 électrons pour atteindre la configuration stable (K)²(L)⁸(M)⁸, ou former des liaisons covalentes. Il est modérément réactif.

P + 3e⁻ → P³⁻

Le phosphore gagne 3 électrons pour former l'ion phosphure.

• 1 Un ion est un atome chargé électriquement
• 2 Formation par perte (cation) ou gain (anion) d'électrons
• 3 Le noyau reste inchangé (même nombre de protons)

• Cations : ions positifs formés par les métaux
• Anions : ions négatifs formés par les non-métaux
• Ions monoatomiques : un seul atome
• Ions polyatomiques : plusieurs atomes liés

• Les ions cherchent à atteindre la configuration du gaz noble le plus proche
• Respect de la règle de l'octet (8 électrons de valence)
• Les métaux du groupe 1 forment des cations +1
• Les halogènes forment des anions -1