Charges ioniques | Entités chimiques stables et ions - Physique-Chimie Seconde

La charge est indiquée en exposant après le symbole de l'élément.

Exemples : Na⁺ (ion sodium), Cl⁻ (ion chlorure), Ca²⁺ (ion calcium), O²⁻ (ion oxygène).

Le chiffre indique la valeur absolue de la charge, le signe indique le type de charge.

• Se forment par perte d'électrons
• Ont plus de protons que d'électrons
• Portent une charge positive
• Formés principalement par les métaux
• Exemples : Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Al³⁺

• Se forment par gain d'électrons
• Ont plus d'électrons que de protons
• Portent une charge négative
• Formés principalement par les non-métaux
• Exemples : Cl⁻, O²⁻, S²⁻, N³⁻

• Charges +1 : alcalins (groupe 1)
• Charges +2 : alcalino-terreux (groupe 2)
• Charges -1 : halogènes (groupe 17)
• Charges -2 : chalcogènes (groupe 16)

• Identifier le numéro atomique Z (nombre de protons)
• Déterminer le nombre d'électrons de l'ion
• Appliquer la formule : Charge = Z - nombre d'électrons
• Interpréter le signe de la charge

• Ion sodium Na⁺ : Z=11, électrons=10 → Charge = 11-10 = +1
• Ion chlorure Cl⁻ : Z=17, électrons=18 → Charge = 17-18 = -1
• Ion calcium Ca²⁺ : Z=20, électrons=18 → Charge = 20-18 = +2
• Ion oxygène O²⁻ : Z=8, électrons=10 → Charge = 8-10 = -2

Les métaux tendent à former des cations en perdant des électrons de valence.

Les non-métaux tendent à former des anions en gagnant des électrons.

La charge dépend du nombre d'électrons à perdre ou gagner pour atteindre la stabilité.

• Alcalins (groupe 1) : Na⁺, K⁺, Li⁺ → charge +1
• Alcalino-terreux (groupe 2) : Ca²⁺, Mg²⁺, Ba²⁺ → charge +2
• Métaux de transition : Fe²⁺/Fe³⁺, Cu⁺/Cu²⁺, Zn²⁺ → charges variables

• Halogènes (groupe 17) : F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻ → charge -1
• Chalcogènes (groupe 16) : O²⁻, S²⁻, Se²⁻ → charge -2
• Carbonoïdes (groupe 14) : C⁴⁻, Si⁴⁻ → charge -4 (rare)

Élément : sodium (Na), car Z=11

Composition : 11 protons, 12 neutrons, 11 électrons

Ion formé : Na⁺ (perte de 1 électron)

Charge : 11 - 10 = +1

Équation : Na → Na⁺ + e⁻

Élément : chlore (Cl), car Z=17

Composition : 17 protons, 18 neutrons, 17 électrons

Ion formé : Cl⁻ (gain de 1 électron)

Charge : 17 - 18 = -1

Équation : Cl + e⁻ → Cl⁻

Élément : calcium (Ca), car Z=20

Composition : 20 protons, 20 neutrons, 20 électrons

Ion formé : Ca²⁺ (perte de 2 électrons)

Charge : 20 - 18 = +2

Équation : Ca → Ca²⁺ + 2e⁻

Élément : oxygène (O), car Z=8

Composition : 8 protons, 8 neutrons, 8 électrons

Ion formé : O²⁻ (gain de 2 électrons)

Charge : 8 - 10 = -2

Équation : O + 2e⁻ → O²⁻

Une liaison ionique se forme entre un cation et un anion.

Elle résulte de l'attraction électrostatique entre charges opposées.

Exemple : Na⁺ + Cl⁻ → NaCl (chlorure de sodium)

Dans un composé ionique, la charge totale est nulle.

Les charges positives des cations compensent les charges négatives des anions.

Exemple : Ca²⁺ + 2Cl⁻ → CaCl₂

La somme des charges positives doit égaler la somme des charges négatives.

Exemple : Al³⁺ + 3Cl⁻ → AlCl₃ (3+ = 3×(-1))

Exemple : 2Na⁺ + O²⁻ → Na₂O (2×1+ = 2-)

Un ion polyatomique est un groupe d'atomes liés chimiquement qui porte une charge électrique.

Il se comporte comme une seule unité chargée.

Exemples : NH₄⁺, SO₄²⁻, CO₃²⁻, NO₃⁻

• Ammonium : NH₄⁺ (charge +1)
• Sulfate : SO₄²⁻ (charge -2)
• Carbonate : CO₃²⁻ (charge -2)
• Nitrate : NO₃⁻ (charge -1)
• Phosphate : PO₄³⁻ (charge -3)
• Hydroxyde : OH⁻ (charge -1)

La charge totale d'un ion polyatomique est la somme des charges de ses atomes constituants.

Exemple pour NH₄⁺ : N (charge -3) + 4H (4×charge +1) = -3 + 4 = +1

Exemple pour SO₄²⁻ : S (charge +6) + 4O (4×charge -2) = +6 - 8 = -2

Nom : ion ammonium

Charge : +1

Formation : N (Z=7) + 4H (Z=1) → NH₄⁺

Exemple de composé : NH₄Cl (chlorure d'ammonium)

Nom : ion sulfate

Charge : -2

Formation : S (Z=16) + 4O (Z=8) → SO₄²⁻

Exemple de composé : Na₂SO₄ (sulfate de sodium)

Nom : ion phosphate

Charge : -3

Formation : P (Z=15) + 4O (Z=8) → PO₄³⁻

Exemple de composé : Ca₃(PO₄)₂ (phosphate de calcium)

Nom : ion nitrate

Charge : -1

Formation : N (Z=7) + 3O (Z=8) → NO₃⁻

Exemple de composé : KNO₃ (nitrate de potassium)

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

• Batteries : circulation des ions (Li⁺)
• Électrolyse : séparation des composés
• Produits chimiques : réactifs ioniques
• Water softening : échange d'ions

• Selonité des océans : ions Na⁺ et Cl⁻
• Fertilisation des sols : ions NO₃⁻, PO₄³⁻
• Acidité des pluies : ions H⁺
• Minéralogie : structures cristallines

Élément X (Z=19) : potassium (K)

Élément Y (Z=17) : chlore (Cl)

K (Z=19) : (K)²(L)⁸(M)⁸(N)¹

Cl (Z=17) : (K)²(L)⁸(M)⁷

K tend à perdre 1 électron → K⁺

Cl tend à gagner 1 électron → Cl⁻

K⁺ : charge +1

Cl⁻ : charge -1

Pour être électriquement neutre : 1K⁺ + 1Cl⁻ → KCl

Le composé formé est le chlorure de potassium

• 1 Charge = nombre de protons - nombre d'électrons
• 2 Cations : charge positive (perte d'électrons)
• 3 Anions : charge négative (gain d'électrons)
• 4 Charges déterminent les propriétés chimiques

• Ions monoatomiques : un seul atome chargé
• Ions polyatomiques : groupe d'atomes chargés
• Isotopes : même charge mais masse différente

• Biologie : transmission nerveuse, transport
• Industrie : batteries, électrolyse
• Environnement : cycle des nutriments