Exercices — Vers des entités plus stables : ions et molécules

1. Les gaz nobles possèdent une couche externe saturée : 2 électrons pour l’hélium (règle du duet), 8 électrons pour les autres (règle de l’octet). Cette configuration est particulièrement stable : les gaz nobles ne forment quasiment jamais d’ions ni de molécules.

2. Le sodium a un seul électron de valence ($3s^{1}$). En le perdant, il obtient la configuration $1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}$ : celle du néon. Il forme ainsi l’ion $\text{Na}^{+}$.

Réflexe à retenir : les autres éléments « imitent » le gaz noble le plus proche dans le tableau périodique en perdant ou en gagnant des électrons.

1. Chlore ($Z = 17$) : configuration $1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}\,3p^{5}$, soit 7 électrons de valence. Il lui manque 1 électron pour saturer sa couche externe à 8 (octet, configuration de l’argon). Il gagne 1 électron et forme l’ion chlorure $\text{Cl}^{-}$.

2. Magnésium ($Z = 12$) : configuration $1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}$, soit 2 électrons de valence. Il est plus facile de perdre 2 électrons (pour retrouver la configuration du néon) que d’en gagner 6. Il forme l’ion $\text{Mg}^{2+}$.

Réflexe à retenir : peu d’électrons de valence (1, 2, 3) → l’atome les perd (ion positif) ; beaucoup (6, 7) → il en gagne (ion négatif).

Rappel du cours : la charge d’un ion indique les électrons gagnés (charge négative) ou perdus (charge positive) par rapport à l’atome neutre.

1. $\text{O}^{2-}$ : l’atome neutre a 8 électrons ; l’ion en a gagné 2 :

$8 + 2 = \mathbf{10}\ \text{électrons}$

2. $\text{Al}^{3+}$ : l’atome neutre a 13 électrons ; l’ion en a perdu 3 :

$13 - 3 = \mathbf{10}\ \text{électrons}$

Astuce de vérification : ces deux ions ont 10 électrons, comme le néon — c’est cohérent, puisque chaque ion adopte la configuration du gaz noble le plus proche ✓.

Rappel du cours : dans une molécule, chaque atome (autre que H) cherche à s’entourer de 8 électrons (octet), en comptant 2 électrons par liaison covalente et 2 par doublet non liant.

1. Eau : l’oxygène forme 2 liaisons covalentes (une avec chaque hydrogène) et porte 2 doublets non liants.

Vérification de l’octet : $2 \times 2 + 2 \times 2 = 8$ électrons autour de O ✓.

2. Ammoniac : l’azote forme 3 liaisons covalentes (une avec chaque hydrogène) et porte 1 doublet non liant.

Vérification : $3 \times 2 + 1 \times 2 = 8$ électrons autour de N ✓.

Réflexe à retenir : nombre de liaisons formées = nombre d’électrons manquants pour atteindre l’octet (il manque 2 électrons à O → 2 liaisons ; 3 à N → 3 liaisons).

1. On place 9 électrons :

$1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{5}$

Dernière couche occupée : couche 2 avec $2s^{2}\,2p^{5}$, soit $2 + 5 = \mathbf{7}$ électrons de valence.

2. Avec 7 électrons de valence, il lui en manque 1 pour l’octet (configuration du néon). L’atome gagne 1 électron et forme l’ion fluorure $\text{F}^{-}$, qui possède

$9 + 1 = \mathbf{10}\ \text{électrons}$

3. Dans $\text{HF}$, le fluor complète son octet autrement : il forme 1 liaison covalente avec l’hydrogène et porte 3 doublets non liants.

Vérification de l’octet : $1 \times 2 + 3 \times 2 = 8$ électrons autour de F ✓ (et l’hydrogène vérifie la règle du duet avec ses 2 électrons de liaison ✓).

Réflexe à retenir : un même élément peut se stabiliser soit en formant un ion, soit en formant des liaisons covalentes — dans les deux cas, l’objectif est le même : la configuration d’un gaz noble.