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9.3: Liaison ionique et transfert d'électrons
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Chemistry

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Ionic Bonding and Electron Transfer
 
TRANSCRIPTION

9.3: Liaison ionique et transfert d'électrons

Les ions sont des atomes ou des molécules portant une charge électrique. Un cation (un ion positif) se forme lorsqu'un atome neutre perd un ou plusieurs électrons de sa couche de valence, et un anion (un ion négatif) se forme lorsqu'un atome neutre gagne un ou plusieurs électrons sur sa couche de valence. Les composés constitués d'ions sont appelés composés ioniques (ou sels), et leurs constituants ioniques sont maintenus ensemble par des liaisons ioniques : les forces électrostatiques d'attraction entre les cations et les anions de charges opposées.  

Propriétés des composés ioniques

Les propriétés des composés ioniques mettent en évidence la nature des liaisons ioniques.

  • Les solides ioniques présentent une structure cristalline et ont tendance à être rigides et fragiles ; ils ont également tendance à avoir des points de fusion et d'ébullition élevés, ce qui suggère que les liaisons ioniques sont très fortes.  
  • Les solides ioniques sont également de mauvais conducteurs d'électricité pour la même raison : la force des liaisons ioniques empêche les ions de se déplacer librement à l'état solide.  
  • Toutefois, la plupart des solides ioniques se dissolvent facilement dans l'eau. Une fois dissous ou fondus, les composés ioniques sont d'excellents conducteurs d'électricité et de chaleur car les ions peuvent se déplacer librement.

La formation de composés ioniques

De nombreux éléments métalliques ont des potentiels d'ionisation relativement faibles et perdent facilement des électrons. Ces éléments se trouvent sur la gauche dans une période ou près du bas d'un groupe sur le tableau périodique. Les atomes de non-métaux ont des affinités électroniques relativement élevées et ils gagnent ainsi facilement des électrons perdus par les atomes de métaux, remplissant ainsi leurs couches de valence. Les éléments non métalliques se trouvent dans le coin supérieur droit du tableau périodique.

Comme toutes les substances doivent être électriquement neutres, le nombre total de charges positives sur les cations d'un composé ionique doit être égal au nombre total de charges négatives sur ses anions. La formule d'un composé ionique représente le rapport le plus simple de nombres d'ions qui est nécessaire pour donner un nombre de charges positives et négatives identique.  

Les composés ioniques forment des structures tridimensionnelles assemblées de façon régulière

Il est toutefois important de noter que la formule d'un composé ionique ne représente pas la disposition physique de ses ions. Il est inexact de se référer à la “ molécule ” de chlorure de sodium (NaCl) car il n'y a pas, en soi, de liaison ionique unique entre n'importe laquelle des paires d'ions sodium et chlorure. Les forces d'attraction entre les ions sont isotropes — les mêmes dans toutes les directions —, ce qui signifie que tout ion particulier est attiré de façon égale par tous les ions de charge opposée à proximité. Les ions s'agencent de façon à être étroitement liés dans une structure en réseau tridimensionnelle. Le chlorure de sodium, par exemple, consiste en un arrangement régulier de nombres égaux de cations Na+ et d'anions Cl. La forte attraction électrostatique entre les ions Na+ et Cl les maintient fermement ensemble dans NaCl solide. Il faut 769 kJ d'énergie pour dissocier une mole de NaCl solide en ions Na+ et Cl gazeux séparés.  

Structures électroniques des cations

Lors de la formation d'un cation, l'atome d'un l'élément du groupe principal a tendance à perdre tous ses électrons de valence, en prenant ainsi la structure électronique du gaz noble qui le précède dans le tableau périodique.  

  • Pour les groupes 1 (les métaux alcalins) et 2 (les métaux alcalino-terreux), les numéros du groupe sont égaux aux nombres d'électrons de la couche de valence et, par conséquent, aux charges des cations formés à partir des atomes de ces éléments lorsque tous les électrons de la couche de valence sont enlevés.  
  • Par exemple, le calcium est un élément du groupe 2 dont les atomes neutres ont 20 électrons et une configuration électronique à l'état fondamental de 1s22s22p63s23p64s2. Lorsqu'un atome de Ca perd ses deux électrons de valence, il en résulte un cation avec 18 électrons, une charge de 2+ et une configuration électronique de 1s22s22p63s23p6. L'ion Ca2+ et le gaz noble Ar sont donc isoélectroniques.
  • Pour les groupes 13–17, les numéros du groupe dépasse le nombre d'électrons de valence de 10 (ce qui explique la possibilité de sous-couches d pleines dans les atomes d'éléments de la quatrième période et des périodes ultérieures). Ainsi, la charge d'un cation formé par la perte de tous les électrons de valence est égale au numéro de groupe moins 10. Par exemple, l'aluminium (dans le groupe 13) forme des ions 3+ (Al3+).

Exceptions

  • Parmi les exceptions au comportement prévu, figurent des éléments situés vers le bas des groupes.  
  • En plus des ions prévus Tl3+, Sn4+, Pb4+ et Bi5+, une perte partielle des électrons de la couche de valence de ces atomes peut également conduire à la formation des ions Tl+, Sn2+, Pb2+ et Bi3+. La formation de ces cations 1+, 2+ et 3+ est attribuée à l'effet du doublet inerte, qui reflète l'énergie relativement faible du doublet d'électrons s pour les atomes des éléments lourds des groupes 13, 14 et 15.  
  • Le mercure (groupe 12) présente également un comportement inattendu : il forme un ion diatomique, Hg22+ (un ion formé à partir de deux atomes de mercure, avec une liaison Hg-Hg), en plus de l'ion monatomique prévu Hg2+ (formé à partir d'un seul atome de mercure).
  • Les éléments des métaux de transition et de transition interne se comportent différemment des éléments du groupe principal. La plupart des cations des métaux de transition ont des charges de 2+ ou 3+ qui résultent de la perte de leur(s) électron(s) s le(s) plus externe(s) en premier, parfois suivie de la perte d'un ou de deux électrons d de la couche la plus externe suivante.
  • Bien que les orbitales d des éléments de transition soient — selon le principe Aufbau — les dernières à être remplies lorsqu'on construit des configurations électroniques, les électrons les plus externes sont les premiers à être perdus lorsque ces atomes sont ionisés. Lorsque les métaux de transition interne forment des ions, ils ont généralement une charge de 3+, résultant de la perte de leurs électrons les plus externes et d'un électron d ou f.

Structures électroniques des anions

La plupart des anions monatomiques se forment lorsque l'atome d'un non métal neutre gagne suffisamment d'électrons pour remplir complètement ses orbitales externes s et p, atteignant ainsi la configuration électronique du prochain gaz noble. Ainsi, il est simple de déterminer la charge sur un ion aussi négatif : la charge est égale au nombre d'électrons qui doivent être acquis pour remplir les orbitales s et p de l'atome parent. L'oxygène, par exemple, a la configuration électronique 1s22s22p4, alors que l'anion oxygène a le configuration électronique du gaz noble néon (Ne), 1s22s22p6. Les deux électrons supplémentaires nécessaires pour remplir les orbitales de valence donnent à l'ion oxyde la charge de 2– (O2–).

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 7.3 : Liaison ionique.

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