Transcription de vidéo
Dans cette vidéo, nous allons découvrir l’attraction électrostatique entre les ions, que nous appelons la liaison ionique. Nous verrons également comment ces liaisons conduisent aux propriétés distinctives des composés ioniques. Un ion est la combinaison d’un noyau contenant des protons, et généralement de quelques électrons. Les noyaux peuvent également contenir des neutrons. Mais comme ils ne contribuent que par leur masse, ils n’affectent pas vraiment la liaison ionique, et donc nous ne les examinerons pas dans cette vidéo.
Un proton a un type spécifique de charge, que nous appelons charge positive, et l’on dit qu’un proton a une charge de « un plus ». En attendant, les électrons ont une charge égale et de signe opposé aux protons, donc ils sont chargés négativement avec une charge de « un moins ». Les particules de charges opposées s’attirent les unes les autres par la force électrostatique, tandis que les particules ayant le même type de charge se repoussent. Ainsi, les protons vont naturellement attirer les électrons et former des atomes et des ions.
Par définition, un atome est globalement neutre, ce qui signifie que le nombre de protons dans le noyau doit être égal au nombre d’électrons du nuage électronique. Lorsqu’un noyau et des électrons se rencontrent, ils peuvent perdre de l’énergie dans leurs environnements et devenir plus stables. Mais cela ne signifie pas que les atomes ne peuvent pas devenir encore plus stables. Les atomes peuvent perdre des électrons et se retrouver avec plus de protons que d’électrons, formant ce que nous appelons des cations. Ou, les atomes peuvent gagner des électrons et avoir plus d’électrons que de protons, ce qui en fait des anions chargés négativement. Dans certains cas, il est plus stable d’avoir des cations et des anions, plutôt que des atomes. Pour comprendre pourquoi, nous devons zoomer.
Lorsque des électrons sont ajoutés à un noyau, ils commencent à remplir l’espace et occupent ce que nous appelons des couches. Plus la couche est grande, plus elle peut contenir d’électrons. Les électrons ne peuvent pas occuper le même espace en même temps, donc lorsque des électrons sont ajoutés au noyau, les électrons remplissent l’espace comme des gradins dans un stade. La première couche électronique ne peut contenir que deux électrons, mais la deuxième couche peut en contenir huit. Et à mesure que les couches grandissent, elles peuvent contenir plus d’électrons.
Maintenant, à titre d’exemple, examinons un atome de fluor. Les atomes de fluor ont neuf protons, ce qui signifie que le noyau d’un atome de fluor a une charge de « neuf plus ». Et comme les atomes doivent être neutres, nous avons également neuf électrons. Nous pouvons ajouter les deux premiers électrons à la couche interne en utilisant des points pour représenter les électrons. Et les sept autres vont dans la seconde couche, remplissant sept des huit emplacements disponibles. Un atome de lithium, en revanche, n’a que trois protons et par conséquent que trois électrons. Les deux premiers électrons vont dans la première couche, et le dernier se positionne dans la seconde.
Mais examinons un instant cet électron externe. Cet électron externe subit une force d’attraction vers le noyau, mais il n’est chargé que « trois plus ». Il subit également une force de répulsion des électrons internes. Maintenant, qu’en est-il d’un électron sur la couche externe de l’atome de fluor? Cet électron subit une force d’attraction beaucoup plus grande vers le noyau « neuf positif » de l’atome de fluor, tout en subissant toujours un degré de répulsion similaire des électrons internes et des autres électrons de la même couche. Les électrons de l’atome de fluor ne vont nulle part. Mais qu’en est-il de l’atome de lithium?
Si les atomes de lithium et de fluor se rapprochent, cet électron externe de l’atome de lithium a deux configurations possibles: être sur l’atome de lithium, étant faiblement attiré par le noyau « trois plus », ou être sur l’atome de fluor, formant un ion fluor fortement attiré par le noyau « neuf plus ». La configuration la plus stable se produit lorsque l’électron passe du lithium au fluor formant F- et Li+. F- est généralement connu sous le nom de fluorure. Les ions F- et Li+ s’attirent alors l’un l’autre par des forces électrostatiques, formant du LiF ou fluorure de lithium. La liaison entre les ions est connue sous le nom de liaison ionique, et les substances contenant des liaisons ioniques sont appelées des composés ioniques.
Dans les cas où la force d’attraction entre un électron externe et deux noyaux différents n’est pas aussi claire, nous obtenons une liaison covalente où les électrons sont partagés entre les atomes. Toutefois, nous ne verrons pas la liaison covalente dans cette vidéo. Au lieu de cela, nous allons voir comment prédire si un atome produira un cation ou un anion et quelle charge il aura.
Les chimistes ont découvert que lorsque les atomes forment des ions, ils ne perdent ou ne gagnent des électrons qu’à certains endroits. Généralement, les électrons sur les couches internes restent là où ils sont. Et soit nous voyons des électrons ajoutés à la couche externe jusqu’à ce qu’elle soit pleine, soit nous voyons que l’atome perd des électrons en formant un cation. La couche interne, maintenant exposée, est considérée comme la couche externe car c’est la couche la plus éloignée du noyau avec au moins quelques électrons dedans. Si nous le souhaitons, nous pouvons enlever entièrement la couche vide.
Je l’ai montré dans un exemple, mais gardez à l’esprit que la plupart des éléments présentent généralement l’un ou l’autre des comportements: un gain d’électrons pour remplir une couche ou une perte d’électrons pour vider une couche. Puisque ce sont les électrons de la couche externe qui présentent ce comportement spécial, ils obtiennent un nom spécial: les électrons de valence. Et la couche externe d’un atome ou d’un ion est connue comme la couche de valence. Cependant, il y a une autre complication: toutes les couches ne contiennent pas le même nombre d’électrons; ce serait assez difficile à retenir. Donc heureusement, il y a une petite astuce.
La première couche électronique peut contenir deux électrons, tandis que la deuxième peut en contenir huit. Mais la troisième couche électronique peut en fait contenir 18 électrons. Cependant, ces 10 dernières positions ne sont remplies que lorsque les atomes deviennent plus gros. Donc, parfois, nous disons que la troisième couche électronique n’en contient que huit. Ceci est utile car cela nous aide à formuler la règle de l’octet, qui nous dit qu’un atome aura tendance à réagir pour atteindre huit électrons sur sa couche externe. Et la configuration finale des électrons aura tendance à refléter celle d’un gaz rare.
Lorsque nous apparions des éléments et utilisons la règle de l’octet, nous pouvons très bien prédire le comportement chimique de ces éléments, bien que du lithium au bore, ils ont tendance à perdre des électrons pour adopter la configuration électronique de l’hélium, qui a deux électrons sur sa couche externe. Et nous pouvons utiliser la règle de l’octet pour prédire une proportion significative du comportement chimique de ces éléments. Ça n’a pas de sens d’appliquer la règle de l’octet aux gaz rares puisque leurs atomes ont déjà des couches externes pleines. Et certains éléments synthétiques sont si rares et instables que nous ne devons pas nous inquiéter de la façon dont la règle s’applique. Et le comportement électronique des éléments des blocs d et f est un peu trop compliqué pour que la règle de l’octet soit fiable.
Nous pouvons regarder un groupe de nombreux éléments et voir combien il manque d’électrons pour que la couche externe de leurs atomes soit pleine, ou combien d’électrons ils risquent de perdre. Quand ils réagissent, les atomes des métaux alcalins du groupe un ont tendance à perdre un électron. Cela leur procure une couche externe pleine, une configuration électronique reflétant un gaz rare, et une charge de « un plus ». Pour les métaux alcalino-terreux ayant deux électrons sur leur couche externe, ils sont susceptibles de perdre ces deux-là et de former des ions « deux plus ». Les atomes des éléments du groupe 13, autrement dit le groupe trois, tendent à former des ions « trois plus », perdant trois électrons. Bien que, plus l’élément est proche du sommet du tableau périodique, plus il est probable qu’il se lie de manière covalente plutôt qu’ionique.
Les éléments du groupe 14, tels que le carbone et le plomb, formeront des ions « quatre plus » dans certaines circonstances et des ions « quatre moins » dans des cas beaucoup plus rares. Et encore une fois, les éléments les plus proches du sommet ont tendance à se lier de manière covalente plus que de manière ionique. D’un autre côté, les atomes des éléments du groupe 15 ont tendance à gagner trois électrons pour former des anions « trois moins ». Ceux des éléments du groupe 16 ont tendance à gagner deux électrons en formant des ions « deux moins ». Et les halogènes, les éléments du groupe 17, également connus sous le nom de groupe sept, ont tendance à être trouvés sous la forme d’ions « un moins ».
Cela nous laisse toujours la question de savoir quels éléments se lient de façon fiable de manière ionique et lesquels se lieront de manière covalente. Nous pouvons diviser grossièrement les éléments du tableau périodique en éléments métalliques et éléments non-métalliques. Et en règle générale, nous ne voyons la liaison ionique que lorsque nous voyons un non-métal et un métal dans le même composé. Les non-métaux sous forme pure ou associés à d’autres non-métaux ont tendance à se lier de manière covalente. Et nous voyons une liaison métallique pour les métaux purs et les alliages. Le chlorure de sodium et le fluorure de lithium sont de bons exemples d’appariements d’un non-métal avec un métal qui présentent une liaison ionique. Le fluor gazeux et le chlorure d’hydrogène présentent une liaison covalente. Et nous voyons une liaison métallique dans les métaux purs ou dans des alliages comme le laiton qui est un mélange de cuivre et de zinc.
La chose suivante que nous devons examiner est la façon dont nous représentons les liaisons ioniques. L’un des moyens les plus directs de représenter la liaison ionique consiste à utiliser des diagrammes de couches électroniques. Il y a plusieurs façons de faire ces diagrammes, alors voici quelques variantes. Les noyaux peuvent être représentés en utilisant le symbole de l’élément respectif, ou en tant que charge ou nombre de protons. La charge globale peut être placée en dehors des crochets ou attachée au symbole au milieu. Les électrons peuvent être représentés avec d’autres symboles pour indiquer d’où ils pourraient provenir. Et les couches électroniques internes ou de non-valence peuvent être entièrement exclues.
Nous pouvons même simplifier davantage les choses en utilisant des diagrammes de points de Lewis ou de points d’électrons. Pour ces diagrammes, on attend que les noyaux soient notés avec des symboles d’éléments. Mais les charges peuvent être sur le symbole de l’élément ou en dehors des crochets. Et les électrons de valence sont représentés avec des points autour des symboles des éléments, appariés lorsque c’est possible. Maintenant, avant de passer à des exemples, nous devons voir deux autres choses. Et ce sont les structures que les ions forment et les propriétés qui résultent de ces structures.
Contrairement aux liaisons covalentes, les ions s’attirent entre eux dans toutes les directions, et un seul ion d’une charge peut attirer plusieurs ions de charge opposée. Lorsque ces ions arrivent, ils commencent à attirer à nouveau des ions positifs et les couches s’accumulent. Et très vite, vous avez un cristal. Cette structure régulière est ce que nous appelons un réseau. Mais bien sûr, ce dessin n’est que bidimensionnel, et les atomes et les ions sont tridimensionnels. Ce genre de structure tridimensionnelle est ce que nous sous-entendons lorsque nous dessinons ces diagrammes bidimensionnels. Ces réseaux peuvent continuer presque éternellement.
Ainsi, contrairement aux composés covalents, les composés ioniques n’ont pas de formule moléculaire. Au lieu de cela, nous trouvons la maille de répétition qui décrit tout le réseau. Et la formule de la maille pour le composé ionique est la même que sa formule empirique, le rapport le plus simple des éléments dans le composé.
Pour terminer, nous arrivons aux propriétés des composés ioniques. Il existe une grande variété de composés ioniques allant des plus simples, comme le chlorure de sodium, aux composés plus compliqués, comme le nitrate d’ammonium. Mais de manière générale, ce sont des solides à température ambiante et ils ont des points de fusion élevés en raison de la forte liaison ionique. Et beaucoup d’entre eux se dissolvent dans l’eau. L’eau, étant polaire, a des parties légèrement positives et des parties légèrement négatives, ce qui aide à stabiliser les ions en solution. Maintenant, entraînons-nous.
Laquelle de ces affirmations explique pourquoi les atomes de néon ne forment pas de liaisons ioniques? (A) Les atomes de néon ont des électrons délocalisés. (B) Les atomes de néon doivent gagner ou perdre quatre électrons pour former un octet stable sur leur couche externe. (C) Les atomes de néon ont déjà un octet stable sur leur couche externe. (D) Les atomes de néon forment plutôt des structures métalliques denses. Ou (E) Les atomes de néon partagent des électrons pour former des structures covalentes.
Le néon est un élément qui se trouve dans le groupe 18, autrement dit, le groupe huit du tableau périodique. Le numéro atomique du néon est 10. Cela signifie qu’un atome de néon contiendra 10 protons dans son noyau. Et comme les atomes sont par définition neutres, nous aurons également besoin de 10 électrons. Donc, nos atomes de néon sont constitués d’un noyau avec une charge de « 10 plus » entouré de 10 électrons dans un nuage électronique. Les liaisons ioniques sont des attractions électrostatiques entre des ions chargés positivement et négativement. Les atomes peuvent perdre ou gagner des électrons pour former des ions positifs ou négatifs.
Nous devons examiner les cinq affirmations et trouver celle qui explique le fait que les atomes de néon ne forment pas de liaisons ioniques. La première chose qu’il sera utile de se rappeler est que le néon est l’un des gaz rares, qui sont bien connus pour ne former aucune liaison, à quelques exceptions près. Cependant, de manière générale, le néon se présente comme un atome seul. L’affirmation (A) suggère que les atomes de néon ont des électrons délocalisés. Lorsque nous envisageons la liaison, nous pensons généralement à la liaison métallique quand nous considérons des électrons délocalisés. Mais le néon, étant un gaz monoatomique, n’a pas d’électrons délocalisés, donc nous pouvons éliminer cette réponse.
L’affirmation suivante dit que les atomes de néon doivent gagner ou perdre quatre électrons pour former un octet stable sur leur couche externe. La couche externe est parfois aussi appelée couche de valence. Le mot octet dans cette affirmation devrait faire allusion à la règle de l’octet, qui nous dit que les atomes ont tendance à réagir pour acquérir huit électrons sur leur couche externe. Pour continuer, nous devons mettre les électrons de notre atome de néon sur leurs couches. La première couche électronique peut contenir un maximum de deux électrons, ce qui nous en laisse huit. Et la seconde couche électronique peut contenir tous ces huit électrons et pas plus. Nous avons donc représenté les emplacements des 10 électrons.
Huit électrons c’est un octet, et la deuxième couche électronique pour un atome de néon est la couche externe. Nous n’avons donc pas besoin de perdre ou de gagner des électrons sur cette couche pour former un octet. Cependant, si, par exemple, nous avions affaire à des atomes de silicium avec une configuration électronique 2, 8, 4, nous pourrions perdre quatre électrons pour avoir 2, 8 ou gagner quatre électrons pour avoir 2, 8, 8. L’affirmation (C) dit que les atomes de néon ont déjà un octet stable sur leur couche externe. Ceci eat vrai. L’octet d’électrons dans l’atome de néon est particulièrement stable, donc nous ne voyons pas le néon réagir pour perdre ou gagner des électrons et former des liaisons ioniques.
Cependant, au cas où, examinons les deux autres réponses. Nous avons déjà identifié que le néon est non-métallique. Il s’agit d’un gaz monoatomique en général, donc la quatrième réponse n’est pas correcte. Et les atomes de néons ne formeront pas de structures covalentes et ne partageront pas d’électrons car ils ont déjà une couche externe remplie. Donc, l’affirmation qui explique pourquoi les atomes de néon ne forment pas de liaisons ioniques est que les atomes de néon ont déjà un octet stable sur leur couche externe.
Pour terminer, revoyons les points clés. Une liaison ionique est l’attraction électrostatique entre deux ions chargés de signes opposés. Un ion chargé positivement est connu sous le nom de cation, et un ion chargé négativement est connu sous le nom d’anion. Lorsque les atomes réagissent, ils peuvent gagner ou perdre des électrons pour former des anions ou des cations. Nous pouvons utiliser la règle de l’octet pour prédire si un atome est susceptible de former un anion ou un cation puisque les atomes ont tendance à réagir pour acquérir huit électrons de valence.
Les structures ioniques, des structures produites par des liaisons ioniques, sont constituées de réseaux de cations et d’anions en trois dimensions. Et pour les composés ioniques, la formule de la maille est la même que la formule empirique, le rapport le plus simple d’éléments dans le composé.
