Introduction à la chimie

Termes

• cationUn ion chargé positivement, par opposition à un anion.
• ionisationTout processus qui conduit à la dissociation d’un atome ou d’une molécule neutre en particules chargées (ions).
• anionUn ion chargé négativement, par opposition à un cation

Les cations et les anions se forment à partir d’atomes neutres

Tout atome dans son état fondamental est non chargé. Il possède, selon son numéro atomique, le même nombre de protons et d’électrons. Les électrons sont cependant assez labiles, et un atome en gagnera ou en perdra souvent en fonction de son électronégativité. La force motrice de ce gain ou de cette perte d’électrons est l’état énergétiquement optimal d’une coquille de valence (la plus externe) pleine d’électrons. Dans un tel état, l’atome chargé qui en résulte a la configuration électronique d’un gaz noble.

L’ajout d’un électron va perturber l’équilibre proton-électron et laisser l’atome chargé négativement. Le retrait d’un électron va, à l’inverse, laisser l’atome chargé positivement. Ces atomes chargés sont appelés des ions.

Formation des ions monatomiques

Les ions monatomiques sont formés par l’ajout ou le retrait d’électrons de la coquille de valence d’un atome. Les coquilles internes d’un atome sont remplies d’électrons qui sont étroitement liés au noyau atomique chargé positivement et ne participent donc pas à ce type d’interaction chimique, mais la coquille de valence peut être très réactive selon l’atome et sa configuration électronique. Le processus de gain ou de perte d’électrons d’un atome ou d’une molécule neutre est appelé ionisation.

Les atomes peuvent être ionisés par bombardement avec des radiations, mais le processus plus purement chimique de l’ionisation est le transfert d’électrons entre atomes ou molécules. Ce transfert est motivé par la stabilisation qui découle de l’obtention de configurations électroniques stables (coquille pleine). Les atomes gagneront ou perdront des électrons en fonction de l’action qui prend le moins d’énergie.

Par exemple, le sodium (Na), élément du groupe 1, a un seul électron dans sa coquille de valence, avec des coquilles complètes de 2 et 8 électrons en dessous. L’enlèvement de cet unique électron rend le sodium stable : Sa coquille la plus externe contient maintenant huit électrons, donnant au sodium la configuration électronique du néon. Ayant acquis une charge positive, l’ion sodium est appelé un cation. L’ionisation du sodium peut être illustrée chimiquement comme suit :

Na → Na+ + e-

Le sodium pourrait gagner des électrons, mais il lui en faudrait sept de plus pour obtenir une coquille de valence complète. Retirer un électron est beaucoup plus facile que d’en gagner sept, et donc le sodium atteindra dans tous les scénarios chimiques son octuor en devenant un cation.

D’autre part, un atome de chlore (Cl) a sept électrons dans sa coquille de valence, ce qui est un de moins qu’une coquille stable et complète avec 8 électrons. Ainsi, un atome de chlore tend à gagner un électron supplémentaire et à atteindre une configuration stable à 8 électrons (la même que celle de l’argon), devenant un anion chlorure négatif dans le processus :

Cl + e- → Cl-

En combinant la propension du sodium à perdre un électron et celle du chlorure à gagner un électron, on observe une réactivité complémentaire. Lorsqu’ils sont combinés, les atomes non chargés peuvent échanger des électrons et, ce faisant, obtenir des coquilles de valence complètes. Les ions résultants se collent entre eux grâce aux liaisons ioniques (les charges opposées s’attirent), laissant une structure de réseau cristallin de NaCl, plus communément appelé sel gemme. La réaction est la suivante :

Na+ + Cl- → NaCl

Ions polyatomiques et moléculaires

L’ionisation ne se limite pas aux atomes individuels ; des ions polyatomiques peuvent également être formés. Les ions polyatomiques et moléculaires sont souvent créés par l’ajout ou le retrait d’ions élémentaires tels que H+ dans des molécules neutres. Par exemple, lorsque l’ammoniac, NH3, accepte un proton, H+, il forme l’ion ammonium, NH4+. L’ammoniac et l’ammonium ont le même nombre d’électrons dans essentiellement la même configuration électronique, mais l’ammonium a un proton supplémentaire (le H+) qui lui donne une charge positive nette.

Notation chimique

Lorsque l’on écrit la formule chimique d’un ion, sa charge nette est écrite en exposant immédiatement après la structure chimique de la molécule ou de l’atome. La charge nette est écrite avec la magnitude avant le signe, c’est-à-dire qu’un cation doublement chargé est indiqué comme 2+ au lieu de +2. Cependant, la magnitude de la charge est omise pour les molécules ou les atomes singulièrement chargés ; par exemple, le cation sodium est indiqué comme Na+ et non Na1+.

Une autre façon de montrer une molécule ou un atome avec des charges multiples est de dessiner les signes plusieurs fois ; ceci est souvent vu avec les métaux de transition. Les chimistes encerclent parfois le signe ; ceci est simplement décoratif et ne modifie pas la signification chimique. Un atome de fer chargé deux fois positivement peut également être exprimé par Fe2+ ou Fe++.

Dans le cas des métaux de transition, les états d’oxydation peuvent être spécifiés par des chiffres romains ; par exemple, Fe2+ est parfois désigné par Fe(II) ou FeII. Le chiffre romain désigne l’état d’oxydation formel d’un élément, tandis que le chiffre en exposant dénote la charge nette. Les deux notations sont donc interchangeables pour les ions monatomiques, mais les chiffres romains ne peuvent pas être appliqués aux ions polyatomiques. Cependant, il est possible de mélanger les notations pour le centre métallique individuel avec un complexe polyatomique, comme démontré en utilisant l’ion uranyle (UO2) comme exemple.

Il convient de noter qu’il est possible de retirer de nombreux électrons d’un atome. L’énergie nécessaire pour le faire peut être enregistrée dans un diagramme d’énergie d’ionisation successif.

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