Bonjour à tous, bienvenue dans cette nouvelle capsule qui a pour objectif de te présenter la notion de Dion et les attendus pour le cours de seconde et du lycée. Partons d'un rappel et de ce que tu as vu au collège avant d'approfondir. Un atome, c'est une entité chimique composée d'un noyau autour duquel gravitent des électrons.
Ce noyau est lui-même composé de protons chargés positivement et de neutrons qui ne portent pas de charge. Dans un atome, il y a toujours autant d'électrons qui gravitent autour du noyau que de protons. Il est donc électriquement neutre et n'a pas de charge positive ou négative excédentaire. C'est d'ailleurs une propriété que tu retrouves sur sa formule chimique puisqu'elle s'écrit sans indiquer de charge.
Par définition, un ion c'est une entité chimique chargée électriquement, qui provient d'un atome ou d'un groupe d'atomes qui a soit gagné, soit perdu des électrons. On va s'intéresser dans cette capsule aux ions monoatomiques, donc qui proviennent d'un atome. On repère facilement un ion à sa formule chimique puisqu'elle indique toujours une charge, qui peut être soit positive, soit négative. Et il faut bien comprendre l'origine de cette charge. Regarde ici, si je retire un électron, Si l'atome perd un électron, il a toujours 3 charges positives avec ses 3 protons et plus que 2 charges négatives.
Il a donc une charge positive excédentaire. Ce n'est plus un atome, c'est un ion, chargé positivement. Dans le cas inverse, cette fois, si l'atome gagne un électron, il se retrouve avec une charge négative excédentaire puisqu'ici il a toujours 3 protons, 3 charges positives et maintenant 4 électrons, 4 charges négatives.
Alors voyons maintenant pourquoi un atome gagne ou perd des électrons. On va le comprendre grâce à la suite du cours sur la configuration électronique des atomes. Si tu as besoin, je te remets en description de cette vidéo la capsule correspondante.
On a évoqué les règles de stabilité que je te rappelle ici. Au cours des transformations chimiques, les atomes tentent à obtenir la même configuration électronique que le gaz noble le plus proche, avec une couche de valence saturée. Car c'est dans cet état qu'ils sont le plus stable chimiquement. Regarde la configuration électronique des gaz nobles dans ce tableau périodique simplifié avec lequel on a l'habitude de travailler.
L'hélium, le néon et l'argon ont tous les trois leur couche de valence pleine. Et c'est ça qui explique qu'ils sont inertes chimiquement et qu'ils ne participent pas aux transformations chimiques contrairement aux autres éléments. Les autres éléments eux pour se stabiliser vont chercher à obtenir cette même configuration.
Soit en formant des molécules, comme on en a parlé avec le modèle de Lewis, soit en formant des ions comme on va le voir tout de suite. Prenons l'exemple du lithium. Pour obtenir la même configuration électronique que le gaz noble le plus proche et saturer sa couche externe, on commence par l'identifier dans la classification périodique.
Ici c'est l'hélium, sa configuration électronique c'est 1s². Donc le lithium, pour obtenir la même configuration électronique et se stabiliser, cherche à perdre un électron. Et en perdant un électron, cette entité n'est plus neutre, puisqu'elle a toujours 3 protons, 3 charges positives, mais plus que 2 électrons, 2 charges négatives.
Elle porte donc une charge positive excédentaire, qui est notée ici, Li+, c'est l'ion lithium. Retiens qu'un atome qui perd un ou plusieurs électrons, forme un ion positif, qu'on appelle cation. Prenons un autre exemple avec l'oxygène. Configuration électronique 1s² 2s² 2p⁴. Le gaz noble le plus proche, c'est le néon.
Pour obtenir sa configuration électronique, cet atome va chercher à gagner 2 électrons et former l'ion oxygène O²-. Retiens qu'un atome qui gagne 1 ou plusieurs électrons forme un ion négatif, qu'on appelle anion. On ne va pas tous les faire, mais avant de finir, on va généraliser avec le tableau périodique.
On a vu dans ce tableau que les éléments d'une même colonne, d'une même famille, ont le même nombre d'électrons de valence. Ce qui leur confère des propriétés chimiques semblables, comme la formation des ions monoatomiques qu'on est en train de voir. Donc si tu as bien suivi jusque là, tu devines que chaque atome de la première colonne, qui a 1 électron sur sa couche de valence, peut facilement le perdre pour former un ion positif.
C'est le cas pour Li+, pour Na+, et pour H+. Deuxième famille, même raisonnement. Ils vont perdre 2 électrons pour former des ions chargés de plus.
Regarde par exemple le magnésium. qui a une couche de valence en 3s², il va perdre 2 électrons pour obtenir la même configuration électronique que le néon et ainsi se stabiliser. Idem pour les éléments à droite du tableau, qui vont eux gagner des électrons pour obtenir la même configuration électronique que le gaz noble le plus proche. Comme les ions fluorure ou chlorure qui ont chacun gagné 1 électron. Ou encore les ions O2-et S2-qui en gagnent 2 pour saturer leur couche de valence.
Les éléments de cette famille au milieu avec 4 électrons de valence, vont préférentiellement former des molécules pour se stabiliser. Je te propose pour conclure de résumer sur ce que tu dois retenir de cette capsule. Un ion monoatomique est formé à partir d'un atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons pour obtenir la même configuration électronique que le gaz noble le plus proche et gagner en stabilité.
La position d'un élément dans le tableau périodique renseigne sur sa configuration électronique et sa tendance à former des ions positifs, qu'on appelle cations, ou des ions négatifs, qu'on appelle anions. On attend de toi que tu sois capable de déterminer la charge d'un ion à partir du tableau périodique, comme je viens de te le montrer. Voici quelques exemples de cations et d'anions qu'il faut retenir. Les ions hydrogène, sodium, potassium, calcium et magnésium, et les ions chlorure et fluorure. Voilà pour les ions monoatomiques.
Si besoin, je te remets en description de cette vidéo les capsules en lien avec ce cours et comme d'habitude, si tu as des questions ou des remarques, n'hésite pas, elles me permettent aussi de cibler les difficultés des élèves et d'améliorer mes prochains cours. A bientôt !