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 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 : forces électrostatiques d'attraction entre des cations et des anions chargés de manière opposée. Les propriétés des composés ioniques nous éclairent sur la nature des liaisons ioniques. Les solides ioniques présentent une structure cristalline et ont tendance à être rigides et cassants ; 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 mou, blanc argenté, qui brûle vigoureusement dans l'air et réagit de manière explosive avec l'eau. Les atomes de chlore forment le chlore gazeux, Cl2, un gaz jaune-vert qui est 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 chlorure de sodium, un composé blanc et cristallin, le sel de table commun, qui contient des cations sodium et des anions chlorure. Le composé composé de ces ions présente des propriétés entièrement 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.

 

(a) Le sodium est un métal mou qui doit être stocké dans 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'ouvrage par "Jurii"/Wikimedia Commons)

La formation des composés ioniques

Les composés ioniques binaires sont composés de deux éléments seulement : un métal (qui forme les cations) et un non métal (qui forme les anions). Par exemple, NaCl est un composé ionique binaire. Nous pouvons penser à la formation de tels composés en termes de propriétés périodiques des éléments. De nombreux éléments métalliques ont un potentiel d'ionisation relativement faible et perdent facilement des électrons. Ces éléments se trouvent à gauche dans une période ou près du bas d'un groupe sur le tableau périodique. Les atomes non métalliques ont des affinités électroniques relativement élevées et gagnent donc facilement des électrons perdus par les atomes métalliques, remplissant ainsi leur enveloppe 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 pour l'oxyde d'aluminium, Al2O3, indique que ce composé ionique contient deux cations d'aluminium, Al3+, pour trois anions d'oxyde, O2- [donc, (2 × +3) + (3 × -2) = 0].

Il est important de noter, cependant, que la formule d'un composé ionique ne représente pas la disposition physique de ses ions. Il est incorrect de se référer à une "molécule" de chlorure de sodium (NaCl) car il n'y a 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 - identiques dans toutes les directions - ce qui signifie qu'un ion particulier est attiré de la même manière par tous les ions voisins de charge opposée. Les ions s'organisent donc en une structure 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-.

Les atomes du chlorure de sodium (sel de table commun) sont disposés de manière à (a) maximiser l'interaction des charges opposées. Les plus petites sphères représentent les ions sodium, les plus grandes représentent les ions chlorure. Dans la vue agrandie (b), la géométrie est plus claire. Notez que chaque ion est "lié" à tous les ions environnants - six dans ce cas.

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 séparés :

NaCl(s)⟶Na+(g)+Cl-(g) ΔH=769kJ

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, ce qui suppose 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 nombres de groupes sont égaux aux nombres d'électrons de valence de l'enveloppe et, par conséquent, aux charges des cations formés à partir des atomes de ces éléments lorsque tous les électrons de valence de l'enveloppe sont éliminés. Par exemple, le calcium est un élément du groupe 2 dont les atomes neutres ont 20 électrons et une configuration d'électrons à l'état fondamental de 1s22s22p63s23p64s2. Lorsqu'un atome de Ca perd ses deux électrons de valence, il en résulte un cation de 18 électrons, une charge 2+ et une configuration électronique de 1s22s22p63s23p6. L'ion Ca2+ est donc isoélectronique avec le gaz noble Ar.

Pour les groupes 13-17, les numéros de groupe dépassent de 10 le nombre d'électrons de valence (ce qui explique la possibilité de sous-coques d pleines dans les atomes des éléments 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 nombre de groupe moins 10. Par exemple, l'aluminium (dans le groupe 13) forme des ions 3+ (Al3+).

Les exceptions au comportement attendu concernent les éléments situés vers le bas des groupes. En plus des ions Tl3+, Sn4+, Pb4+ et Bi5+ attendus, une perte partielle des électrons de valence de la coque de ces atomes peut également entraîner la formation d'ions Tl+, Sn2+, Pb2+ et Bi3+. 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 s 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, Hg22+ (un ion formé à partir de deux atomes de mercure, avec une liaison Hg-Hg), en plus de l'ion monatomique attendu 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 de métaux de transition ont des charges 2+ ou 3+ qui résultent de la perte de leur(s) électron(s) extérieur(s) en premier, parfois suivie par la perte d'un ou deux électrons d de l'enveloppe suivante. Par exemple, le fer (1s22s22p63s23p63d64s2) forme l'ion Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6) par la perte des électrons 4s et l'ion Fe3+ (1s22s22p63s23p63d5) par la perte de l'électron 4s et d'un des électrons 3d. Bien que les orbitales d des éléments de transition soient - selon le principe d'Aufbau - les dernières à se remplir lors de la construction des 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 externes et d'un électron d ou f.

Exemple

Déterminer les structures électroniques des 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 à des fonctions corporelles saines, "traces" parce qu'ils ne sont nécessaires qu'en petites quantités, et "éléments" malgré le fait qu'il s'agisse en réalité d'ions. Deux de ces oligo-éléments essentiels, le chrome et le zinc, sont nécessaires sous forme de Cr3+ et de Zn2+. Ecrivez les configurations électroniques de ces cations.

Solution

Tout d'abord, il faut écrire la configuration des électrons pour les atomes neutres :

Zn : [Ar]3d104s2

Cr : [Ar]3d54s1

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

Zn2+ : [Ar]3d10

Cr3+ : [Ar]3d3

Le potassium et le magnésium sont nécessaires dans notre alimentation. Ecrivez les configurations électroniques des ions attendus de ces éléments.

Réponse :

K+ : [Ar], Mg2+ : [Ne]

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 orbites externes s et p, atteignant ainsi la configuration électronique du gaz noble suivant. Il est donc 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 1s22s22p4, tandis que l'anion oxygène a la configuration électronique du néon de gaz noble (Ne), 1s22s22p6. Les deux électrons supplémentaires nécessaires pour remplir les orbites de valence donnent à l'ion oxyde la charge de 2- (O2-).

Exemple

Détermination de la structure électronique des anions
Le sélénium et l'iode sont deux oligo-éléments essentiels qui forment des anions. Ecrivez les configurations électroniques des anions.

Solution

Se2- : [Ar]3d104s24p6

I– : [Kr]4d105s25p6

Ecrivez les configurations électroniques d'un atome de phosphore et de son ion négatif. Donnez la charge sur l'anion.

Réponse :

P : [Ne]3s23p3 ; P3- : [Ne]3s23p6

D'après Ionic Bonding