7.1 : Liaison ionique

Objectifs d'apprentissage

• Expliquer la formation de cations, d'anions et de composés ioniques
• Prédire la charge des éléments métalliques et non métalliques courants et écrire leurs configurations électroniques

Comme vous l'avez appris, les ions sont des atomes ou des molécules porteurs d'une charge électrique. Un cation (ion positif) se forme lorsqu'un atome neutre perd un ou plusieurs électrons de sa couche de valence, et un anion (ion négatif) se forme lorsqu'un atome neutre gagne un ou plusieurs électrons dans sa couche de valence.

Les composés composés d'ions sont appelés composés ioniques (ou sels), et leurs ions constitutifs sont maintenus ensemble par des liaisons ioniques : des forces d'attraction électrostatiques entre des cations et des anions de charge opposée. Les propriétés des composés ioniques permettent de mieux comprendre 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. Cependant, 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.

Les atomes neutres et les ions qui leur sont associés ont des propriétés physiques et chimiques très différentes. Les atomes de sodium forment le sodium métallique, un métal doux de couleur blanc argenté qui brûle vigoureusement dans l'air et réagit de manière explosive avec l'eau. Les atomes de chlore forment du chlore gazeux, le Cl ₂, un gaz jaune-vert extrêmement corrosif pour la plupart des métaux et très toxique pour les animaux et les plantes. La réaction vigoureuse entre les éléments sodium et chlore forme le composé cristallin blanc, le chlorure de sodium, sel de table courant, qui contient des cations sodium et des anions chlorure (Figure Figure\(\PageIndex{1}\)). Le composé composé de ces ions présente des propriétés totalement différentes de celles des éléments sodium et chlore. Le chlore est toxique, mais le chlorure de sodium est essentiel à la vie ; les atomes de sodium réagissent vigoureusement avec l'eau, mais le chlorure de sodium se dissout simplement dans l'eau.

Figure\(\PageIndex{1}\) : (a) Le sodium est un métal mou qui doit être stocké dans de l'huile minérale pour éviter toute réaction avec l'air ou l'eau. (b) Le chlore est un gaz jaune-vert pâle. (c) Lorsqu'ils sont combinés, ils forment des cristaux blancs de chlorure de sodium (sel de table). (crédit a : modification de l'œuvre par « Jurii » /Wikimedia Commons)

La formation de composés ioniques

Les composés ioniques binaires sont composés de deux éléments seulement : un métal (qui forme les cations) et un élément non métallique (qui forme les anions). Par exemple, le NaCl est un composé ionique binaire. On peut penser à la formation de tels composés en termes de propriétés périodiques des éléments. De nombreux éléments métalliques ont des potentiels d'ionisation relativement faibles et perdent facilement des électrons. Ces éléments se situent à gauche dans une période ou près du bas d'un groupe du tableau périodique. Les atomes non métalliques ont des affinités électroniques relativement élevées et gagnent ainsi facilement des électrons perdus par les atomes métalliques, 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 des nombres d'ions nécessaires pour donner des nombres identiques de charges positives et négatives. Par exemple, la formule de l'oxyde d'aluminium, Al ₂ O ₃, indique que ce composé ionique contient deux cations d'aluminium, Al ^{3 +}, pour trois anions d'oxyde, O ²⁻ [donc, (2 × +3) + (3 × —2) = 0].

Il est toutefois important de noter que la formule d'un composé ionique ne représente pas la disposition physique de ses ions. Il est incorrect de faire référence à une « molécule » de chlorure de sodium (NaCl) car il n'existe pas une seule liaison ionique, en soi, entre une paire spécifique d'ions sodium et chlorure. Les forces d'attraction entre les ions sont isotropes, les mêmes dans toutes les directions, ce qui signifie que chaque ion est attiré de la même manière par tous les ions voisins de charge opposée. Il en résulte que les ions s'arrangent en une structure en treillis tridimensionnelle étroitement liée. Le chlorure de sodium, par exemple, consiste en un arrangement régulier d'un nombre égal de cations Na ⁺ et d'anions Cl ^— (Figure Figure\(\PageIndex{2}\)).

Figure\(\PageIndex{2}\) : Les atomes du chlorure de sodium (sel de table commun) sont disposés de manière à (a) maximiser l'interaction des charges opposées. Les petites sphères représentent les ions sodium, les plus grandes les ions chlorure. Dans la vue agrandie (b), la géométrie peut être vue plus clairement. Notez que chaque ion est « lié » à tous les ions environnants, six dans ce cas.

Deux diagrammes sont présentés et étiquetés « a » et « b ». Le diagramme a montre un cube composé de vingt-sept sphères violettes et vertes alternées. Les sphères violettes sont plus petites que les sphères vertes. Le diagramme b montre les mêmes sphères, mais cette fois, elles sont étalées et reliées en trois dimensions par des bâtonnets blancs. Les sphères violettes sont étiquetées « signe positif N exposant » tandis que les sphères vertes sont étiquetées « signe négatif en exposant C l ».

La forte attraction électrostatique entre les ions Na ⁺ et Cl ^— les maintient étroitement ensemble dans le NaCl solide. Il faut 769 kJ d'énergie pour dissocier une mole de NaCl solide en ions Na ⁺ et Cl ^— gazeux distincts :

\[\ce{NaCl}(s)⟶\ce{Na+}(g)+\ce{Cl-}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{769\:kJ} \nonumber \]

Structures électroniques des cations

Lors de la formation d'un cation, un atome d'un élément du groupe principal a tendance à perdre tous ses électrons de valence, assumant ainsi la structure électronique du gaz rare qui le précède dans le tableau périodique. Pour les groupes 1 (les métaux alcalins) et 2 (les métaux alcalino-terreux), les numéros de groupe sont égaux au nombre 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 retirés. Par exemple, le calcium est un élément du groupe 2 dont les atomes neutres possèdent 20 électrons et dont la configuration électronique à l'état fondamental est de 1 s ^{2 2} s 2 2 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 4 s ² . Lorsqu'un atome de Ca perd ses deux électrons de valence, il en résulte un cation de 18 électrons, une charge de 2+ et une configuration électronique de 1 s 2 2 s ^{2 2} p 6 3 s ² 3 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶. L'ion Ca ^{2 +} est donc isoélectronique avec le gaz noble Ar.

Pour les groupes 12 à 17, le nombre de groupes dépasse le nombre d'électrons de valence de 10 (ce qui tient compte de la possibilité de sous-couches d complètes dans les atomes d'éléments au cours de la quatrième période et des périodes supérieures). 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+ (Al ^{3 +}).

Les exceptions au comportement attendu concernent des éléments situés en bas des groupes. En plus des ions attendus Tl ^{3 +}, Sn ^{4 +}, Pb ^{4 +} et Bi ^{5 +}, une perte partielle des électrons de la couche de valence de ces atomes peut également entraîner la formation de Tl ⁺, de Sn ^{2 +} , ions Pb ^{2 +} et Bi ^{3 +}. La formation de ces cations 1+, 2+ et 3+ est attribuée à l'effet de paire inerte, qui reflète l'énergie relativement faible de la paire d'électrons de valence 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\(\ce{Hg_2^2+}\) (un ion formé de deux atomes de mercure, avec une liaison Hg-Hg), en plus de l'ion monatomique attendu Hg ^{2 +} (formé à partir d'un seul atome de mercure).

Les éléments métalliques de transition et de transition intérieurs se comportent différemment des éléments du groupe principal. La plupart des cations de métaux de transition ont des charges 2+ ou 3+ qui résultent de la perte de leur ou de leurs électrons s les plus externes en premier, parfois suivie de la perte d'un ou deux électrons d de la couche la plus proche à la plus externe. Par exemple, le fer (1 s ² 2 s ^{2 2} 2 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁶ 4 s ²) forme l'ion Fe ^{2 +} (1 s). ² 2 s ² 2 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁶) par la perte des électrons en 4 s et de l'ion Fe ^{3 +} (1 s ^{2 2}) s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁵) par la perte des électrons 4 s et de l'un des électrons 3 d. Bien que les orbitales d des éléments de transition soient, selon le principe d'Aufbau, les dernières à se remplir lors de la construction de configurations électroniques, les électrons s les plus extérieurs sont les premiers à être perdus lorsque ces atomes s'ionisent. Lorsque les métaux de transition internes forment des ions, ils ont généralement une charge 3+, résultant de la perte de leurs électrons s les plus externes et d'un électron d ou f.

Exemple\(\PageIndex{1}\): Determining the Electronic Structures of Cations

Il existe au moins 14 éléments classés comme « oligo-éléments essentiels » pour le corps humain. Ils sont appelés « essentiels » parce qu'ils sont nécessaires au bon fonctionnement de l'organisme, « traces » parce qu'ils ne sont nécessaires qu'en petites quantités, et « éléments » malgré le fait qu'il s'agit réellement d'ions. Deux de ces oligo-éléments essentiels, le chrome et le zinc, sont nécessaires sous forme de Cr ^{3 +} et de Zn ^{2 +}. Écrivez les configurations électroniques de ces cations.

Solution

Écrivez d'abord la configuration électronique des atomes neutres :

• Zn : [Ar] 3 x ¹⁰ 4 x ²
• Voiture : [Air] 3 de ⁵ x 4 x ¹

Ensuite, retirez les électrons de l'orbite à plus haute énergie. Pour les métaux de transition, les électrons sont d'abord retirés de l'orbitale s, puis de l'orbitale d. Pour les éléments du bloc p, les électrons sont retirés des orbitales p puis de l'orbitale s. Le zinc est membre du groupe 12, il doit donc avoir une charge de 2+, et ne perd donc que les deux électrons de son orbitale s. Le chrome est un élément de transition qui devrait perdre ses électrons s puis ses électrons d lors de la formation d'un cation. Ainsi, nous trouvons les configurations électroniques suivantes des ions :

• Zn ^{2 +} : [Ar] 3 x ¹⁰
• Cr ^{3 et plus} : [Ar] 3 x ³

Exercice\(\PageIndex{1}\)

Le potassium et le magnésium sont nécessaires à notre alimentation. Écrivez les configurations électroniques des ions attendues de ces éléments.

Réponse

K ⁺ : [Ar], Mg ^{2 +} : [Non]

 

Structures électroniques des anions

La plupart des anions monatomiques se forment lorsqu'un atome neutre non métallique gagne suffisamment d'électrons pour remplir complètement ses orbitales extérieures s et p, atteignant ainsi la configuration électronique du gaz noble suivant. Ainsi, il est simple de déterminer la charge d'un tel ion négatif : la charge est égale au nombre d'électrons qui doivent être gagnés pour remplir les orbitales s et p de l'atome parent. L'oxygène, par exemple, a la configuration électronique 1 s ² 2 s ² 2 p ⁴, tandis que l'anion oxygène a la configuration électronique du néon de gaz rare (Ne), 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶. Les deux électrons supplémentaires nécessaires pour remplir les orbitales de valence donnent à l'ion oxyde la charge de 2— (O ^2—).

Exemple\(\PageIndex{2}\): Determining the Electronic Structure of Anions

Le sélénium et l'iode sont deux oligo-éléments essentiels qui forment des anions. Écrivez les configurations électroniques des anions.

Solution

Voir ^{2 —} : [Ar] 3 de ¹⁰ 4 x ² 4 p. ⁶

I ^— : [Kr] 4 x ¹⁰ 5 x ² 5 p ⁶

Exercice\(\PageIndex{2}\)

Écrivez les configurations électroniques d'un atome de phosphore et de ses ions négatifs. Donnez la charge à l'anion.

Réponse

P : [Non] 3 x ² x 3 p ³

P ^3— : [Nouveau] 3 x ² 3 p ⁶

 

Résumé

Les atomes gagnent ou perdent des électrons pour former des ions dont la configuration électronique est particulièrement stable. Les charges des cations formés par les métaux représentatifs peuvent être déterminées facilement car, à quelques exceptions près, les structures électroniques de ces ions ont soit une configuration de gaz noble, soit une enveloppe électronique complètement remplie. Les charges des anions formés par les éléments non métalliques peuvent également être facilement déterminées car ces ions se forment lorsque les atomes non métalliques gagnent suffisamment d'électrons pour remplir leur couche de valence.

Lexique

effet de paire inerte

tendance des atomes lourds à former des ions dans lesquels leur valence en tant qu'électrons n'est pas perdue

liaison ionique

forte force d'attraction électrostatique entre les cations et les anions dans un composé ionique