Introduction à la chimie

Dans les réactions chimiques ordinaires, le noyau de chaque atome (et donc l’identité de l’élément) reste inchangé. Les électrons, cependant, peuvent être ajoutés aux atomes par transfert à partir d’autres atomes, perdus par transfert à d’autres atomes, ou partagés avec d’autres atomes. Le transfert et le partage des électrons entre les atomes régissent la chimie des éléments. Lors de la formation de certains composés, les atomes gagnent ou perdent des électrons et forment des particules chargées électriquement appelées ions (figure 1).

Figure 1. (a) Un atome de sodium (Na) possède un nombre égal de protons et d’électrons (11) et n’est pas chargé. (b) Un cation de sodium (Na+) a perdu un électron, il a donc un proton de plus (11) que d’électrons (10), ce qui lui donne une charge positive globale, signifiée par un signe plus en exposant.

Vous pouvez utiliser le tableau périodique pour prédire si un atome formera un anion ou un cation, et vous pouvez souvent prédire la charge de l’ion résultant. Les atomes de nombreux métaux du groupe principal perdent suffisamment d’électrons pour se retrouver avec le même nombre d’électrons qu’un atome du gaz noble précédent. Par exemple, l’atome d’un métal alcalin (groupe 1) perd un électron et forme un cation de charge 1+ ; un métal alcalino-terreux (groupe 2) perd deux électrons et forme un cation de charge 2+, et ainsi de suite. Par exemple, un atome de calcium neutre, avec 20 protons et 20 électrons, perd facilement deux électrons. Il en résulte un cation avec 20 protons, 18 électrons et une charge 2+. Il possède le même nombre d’électrons que les atomes du gaz noble précédent, l’argon, et est symbolisé par Ca2+. Le nom d’un ion métallique est le même que celui de l’atome métallique à partir duquel il se forme, ainsi Ca2+ est appelé ion calcium.

Lorsque des atomes d’éléments non métalliques forment des ions, ils gagnent généralement suffisamment d’électrons pour leur donner le même nombre d’électrons qu’un atome du gaz noble suivant dans le tableau périodique. Les atomes du groupe 17 gagnent un électron et forment des anions de charge 1 ; les atomes du groupe 16 gagnent deux électrons et forment des ions de charge 2, et ainsi de suite. Par exemple, l’atome de brome neutre, avec 35 protons et 35 électrons, peut gagner un électron pour obtenir 36 électrons. Cela donne un anion avec 35 protons, 36 électrons et une charge de 1. Il possède le même nombre d’électrons que les atomes du gaz noble suivant, le krypton, et est symbolisé par Br-. (Une discussion de la théorie soutenant le statut privilégié des nombres d’électrons des gaz nobles reflétés dans ces règles de prédiction de la formation des ions est fournie dans un chapitre ultérieur de ce texte.)

Notez l’utilité du tableau périodique pour prédire la formation et la charge probables des ions (figure 2). En se déplaçant de l’extrême gauche vers la droite du tableau périodique, les éléments du groupe principal ont tendance à former des cations dont la charge est égale au numéro du groupe. Autrement dit, les éléments du groupe 1 forment des ions 1+, les éléments du groupe 2 des ions 2+, et ainsi de suite. En se déplaçant de l’extrême droite vers la gauche du tableau périodique, les éléments forment souvent des anions dont la charge négative est égale au nombre de groupes déplacés à gauche des gaz nobles. Par exemple, les éléments du groupe 17 (un groupe à gauche des gaz nobles) forment des ions 1, les éléments du groupe 16 (deux groupes à gauche) forment des ions 2, et ainsi de suite. Cette tendance peut être utilisée comme un guide dans de nombreux cas, mais sa valeur prédictive diminue lorsqu’on se déplace vers le centre du tableau périodique. En fait, les métaux de transition et certains autres métaux présentent souvent des charges variables qui ne sont pas prévisibles par leur emplacement dans le tableau. Par exemple, le cuivre peut former des ions avec une charge 1+ ou 2+, et le fer peut former des ions avec une charge 2+ ou 3+.

Figure 2. Certains éléments présentent un schéma régulier de charge ionique lorsqu’ils forment des ions.

La nature des forces d’attraction qui maintiennent les atomes ou les ions ensemble dans un composé est la base pour classer la liaison chimique. Lorsque des électrons sont transférés et que des ions se forment, il en résulte des liaisons ioniques. Les liaisons ioniques sont des forces d’attraction électrostatiques, c’est-à-dire des forces d’attraction exercées entre des objets de charge électrique opposée (dans ce cas, des cations et des anions). Lorsque les électrons sont « partagés » et que des molécules se forment, il en résulte des liaisons covalentes. Les liaisons covalentes sont les forces d’attraction entre les noyaux chargés positivement des atomes liés et une ou plusieurs paires d’électrons situées entre les atomes. Les composés sont classés comme ioniques ou moléculaires (covalents) sur la base des liaisons qui y sont présentes.

Composés ioniques

Lorsqu’un élément composé d’atomes qui perdent facilement des électrons (un métal) réagit avec un élément composé d’atomes qui gagnent facilement des électrons (un non-métal), un transfert d’électrons se produit généralement, produisant des ions. Le composé formé par ce transfert est stabilisé par les attractions électrostatiques (liaisons ioniques) entre les ions de charge opposée présents dans le composé. Par exemple, lorsque chaque atome de sodium dans un échantillon de sodium métallique (groupe 1) cède un électron pour former un cation sodium, Na+, et que chaque atome de chlore dans un échantillon de chlore gazeux (groupe 17) accepte un électron pour former un anion chlorure, Cl-, le composé résultant, NaCl, est composé d’ions sodium et d’ions chlorure dans le rapport d’un ion Na+ pour chaque ion Cl-. De même, chaque atome de calcium (groupe 2) peut céder deux électrons et en transférer un à chacun des deux atomes de chlore pour former CaCl2, qui est composé d’ions Ca2+ et Cl- dans le rapport d’un ion Ca2+ pour deux ions Cl-.

Un composé qui contient des ions et qui est maintenu ensemble par des liaisons ioniques est appelé un composé ionique. Le tableau périodique peut nous aider à reconnaître de nombreux composés qui sont ioniques : Lorsqu’un métal est combiné avec un ou plusieurs non-métaux, le composé est généralement ionique. Ce principe fonctionne bien pour prédire la formation de composés ioniques pour la plupart des composés généralement rencontrés dans un cours d’introduction à la chimie. Cependant, ce n’est pas toujours vrai (par exemple, le chlorure d’aluminium, AlCl3, n’est pas ionique).

Vous pouvez souvent reconnaître les composés ioniques grâce à leurs propriétés. Les composés ioniques sont des solides qui fondent généralement à des températures élevées et qui bouillonnent à des températures encore plus élevées. Par exemple, le chlorure de sodium fond à 801 °C et bout à 1413 °C. (À titre de comparaison, le composé moléculaire qu’est l’eau fond à 0 °C et bout à 100 °C). Sous forme solide, un composé ionique n’est pas conducteur d’électricité car ses ions ne peuvent pas circuler (« l’électricité » est le flux de particules chargées). En revanche, lorsqu’il est fondu, il peut conduire l’électricité car ses ions sont capables de se déplacer librement dans le liquide (figure 3).

Figure 3. Le chlorure de sodium fond à 801 °C et conduit l’électricité lorsqu’il est fondu. (crédit : modification des travaux de Mark Blaser et Matt Evans)

Composés moléculaires

De nombreux composés ne contiennent pas d’ions mais consistent uniquement en molécules discrètes et neutres. Ces composés moléculaires (composés covalents) résultent du fait que les atomes partagent, plutôt que de transférer (gagner ou perdre), des électrons. La liaison covalente est un concept important et étendu en chimie, et il sera traité en détail dans un chapitre ultérieur de ce texte. Nous pouvons souvent identifier les composés moléculaires sur la base de leurs propriétés physiques. Dans des conditions normales, les composés moléculaires existent souvent sous forme de gaz, de liquides à faible point d’ébullition et de solides à faible point de fusion, bien qu’il existe de nombreuses exceptions importantes.

Alors que les composés ioniques sont généralement formés lorsqu’un métal et un non-métal se combinent, les composés covalents sont généralement formés par une combinaison de non-métaux. Ainsi, le tableau périodique peut nous aider à reconnaître de nombreux composés qui sont covalents. Bien que nous puissions utiliser les positions des éléments d’un composé dans le tableau périodique pour prédire s’il est ionique ou covalent à ce stade de notre étude de la chimie, vous devez savoir qu’il s’agit d’une approche très simpliste qui ne tient pas compte d’un certain nombre d’exceptions intéressantes. Des nuances de gris existent entre les composés ioniques et moléculaires, et vous en apprendrez davantage à ce sujet plus tard.

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Glossary

liaison covalente : force attractive entre les noyaux des atomes d’une molécule et les paires d’électrons entre les atomes

composé covalent : (aussi, composé moléculaire) composé de molécules formées par des atomes de deux ou plusieurs éléments différents

liaison ionique : forces électrostatiques d’attraction entre les ions de charge opposée d’un composé ionique

composé ionique : composé composé de cations et d’anions combinés dans des rapports, donnant une substance électriquement neutre

composé moléculaire : (aussi, composé covalent) composé de molécules formées par des atomes de deux ou plusieurs éléments différents

Ion monoatomique : ion composé d’un seul atome

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