L` eau dissout et transporte de nombreuses substances. Il existe des

L’ eau dissout et transporte de nombreuses substances.
Il existe des milliers de substances différentes et on en
crée sans cesse de nouvelles. Il y en a qui sont dures,
d’autres qui sont faciles à déformer. Certaines conduisent
l’électricité, d’autres non. C’est la capacité des atomes de
se lier de différentes façons qui explique l’incroyable
diversité des substances. Pourquoi et comment les atomes
forment-ils des liaisons chimiques ? Pourquoi cer taines
substances sont-elles solubles dans l’eau et d’autres non ?
Quelles sont les propriétés des solutions ? Voilà quelques-
unes des questions auxquelles nous nous intéresserons au
cours de ce chapitre.
vers -590
Proposition d’une théorie
basée sur l’idée que l’eau,
la terre, le feu et l’air sont
les éléments fondamentaux
de l’Univers
1916
1909
1625
Mise au point d’une méthode
de préparation de l’acide
sulfurique et de l’acide
chlorhydrique
vers 1750
Première définition des acides,
des bases et des sels
Élaboration du concept
de liaison covalente
1787
Élaboration des premières
règles de nomenclature des
substances chimiques
1800
Invention de la pile
1815
Mise en évidence des ions
polyatomiques
1838
Invention d’une méthode
de photographie à base
de sels d’argent
1845
Synthèse artificielle de l’acide
acétique ou vinaigre
1894
Découverte du premier gaz
noble: l’argon
Énoncé de la règle de l’octet
Élaboration de l’échelle
du pH
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Les molécules
et les solutions 2
SOMMAIRE
1. Qu’est-ce qu’une
molécule ? ............................ 40
1.1 Les ions............................................... 42
Les ions polyatomiques............... 44
1.2 La nature des liaisons
chimiques .................................... 45
La liaison ionique .......................... 45
La liaison covalente...................... 46
1.3 Les règles d’écriture
et de nomenclature ............... 48
Les règles d’écriture...................... 48
Les règles de nomenclature....... 49
2. Les propriétés
des solutions .................... 50
2.1 La solubilité ...................................... 52
2.2 La concentration ............................ 52
La dilution et la dissolution ........ 52
La concentration en ppm............ 53
La concentration molaire............. 54
2.3 La conductibilité électrique ..... 55
La dissociation électrolytique.... 55
La force des électrolytes.............. 56
Les types d’électrolytes ............... 58
2.4 Le pH.................................................... 60
L’échelle du pH................................ 60
Une explication plus avancée
du pH............................................. 61
L
’
u
n
i
v
e
r
s
m
a
t
é
r
i
e
l
39
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CHAPITRE 2
Sur Terre, seuls quelques éléments, comme l’or et l’hélium, existent à l’état
naturel sous forme d’atomes individuels. La plupart des éléments ont plutôt
tendance à se lier avec d’autres atomes pour former des molécules.
Une MOLÉCULE est un ensemble de deux ou de plusieurs
atomes liés chimiquement.
Pourquoi les atomes ont-ils tendance à se lier avec d’autres atomes ? Une des
réponses à cette question est que les atomes cherchent généralement à acqué -
rir une configuration électronique semblable à celle des gaz nobles, car ils
deviennent alors plus stables.
Les
GAZ NOBLES , qui forment la FAMILLE VIII A dans le tableau périodique,
sont en effet extrêmement stables. Il est très difficile de faire réagir un gaz
noble avec d’autres atomes. Cette particularité vient du fait que leur couche
électronique la plus éloignée du noyau, c’est-à-dire la couche contenant les
ÉLECTRONS DE VALENCE , est complète.
1Qu’est-ce qu’une molécule ?
ST
STE
SE
Voici les configurations électroniques de trois gaz nobles. La première couche peut
contenir un maximum de deux électrons. Les deuxième et troisième couches peuvent
contenir jusqu’à huit électrons de valence. La couche électronique la plus éloignée
du noyau de l’hélium, du néon et de l’argon est donc complète.
2.1
Hélium Néon Argon
Il ne manque qu’un électron à
l’atome de fluor pour atteindre la
configuration électronique du néon.
2.2 Si le sodium avait un électron
de moins, il aurait la même configu -
ration électronique que le néon.
2.3
CONCEPTS DÉJÀ VUS
Atome
Élément
Tableau périodique
Molécule
Modèle atomique de Rutherford-Bohr
Examinons le cas d’un élément qui n’est pas un gaz noble: le fluor. Cet élé-
ment possède sept électrons de valence. Comment le fluor peut-il acquérir
la configuration électronique d’un gaz noble? Le moyen le plus simple serait
de capturer un électron supplémentaire. Sa configuration électronique devien -
drait alors semblable à celle du néon. Le fluor est donc un élément qui a ten-
dance à capturer un électron.
Fluor Sodium
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Les molécules et les solutions
Voyons maintenant le cas du sodium. La couche électronique la plus éloi -
gnée du noyau de cet élément ne contient qu’un seul électron. Il pourrait
bien sûr essayer de capturer sept autres électrons pour atteindre la même
configuration électronique que l’argon, mais il existe un moyen plus simple:
donner un électron. S’il agissait ainsi, le sodium présenterait la même confi -
guration électronique que le néon. Le sodium est donc un élément qui a
tendance à donner un électron.
Le tableau périodique nous aide à prédire la tendance des éléments à ga -
gner ou à perdre des électrons. En effet, tous les alcalins (les éléments de la
famille I A) possèdent un seul électron de valence. Ils ont donc tous ten-
dance à perdre un électron. De même, tous les halogènes (les éléments de
la famille VII A) possèdent sept électrons de valence. Il leur suffit donc
d’en gagner un autre pour atteindre la configuration électronique d’un gaz
noble qui possède huit électrons de valence.
La tendance à gagner ou à perdre des électrons
des éléments du groupe A
2.4
Nombre Exemple Numéro
Tendance d’électrons d’élément de la
de valence famille
I A II A III A IV A V A VI A VII A VIII A
12345678
(sauf He)
Perdre 1 e–Perdre 2 e–Perdre 3 e–Gagner ou
perdre 4 e–Gagner 3 e–Gagner 2 e–Gagner 1 e–Aucune (stable)
Les éléments cherchent à acquérir la configuration du gaz noble situé le plus
près d’eux dans le tableau périodique. Comme la couche de valence de tous
les gaz nobles, à l’exception de l’hélium, contient
huit électrons, on dit que les éléments suivent la
«règle de l’octet ».
Le lithium, le béryllium et le bore cherchent à acquérir une configuration
électronique semblable à celle de l’hélium, c’est-à-dire avec une seule
couche électronique de deux électrons. On dit que ces éléments obéissent à
la «règle du doublet».
L’hydrogène est un cas particulier. En effet, dans certaines circonstances, il
cherchera à donner son unique électron, tandis que dans d’autres il tentera
d’acquérir un second électron.
«Octet» vient du latin
octo , qui signifie «huit».
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CHAPITRE 2
En général, les atomes sont électriquement neutres. Ils possèdent en effet
autant de protons que d’électrons. Comme chaque proton porte une charge
positive et que chaque électron porte une charge négative, les charges s’an-
nulent et le résultat est neutre.
1.1
LES IONS
ST
STE
SE
F
(+9) protons
+ (–9) électrons
0
Un atome de fluor (F)
possède neuf protons
et neuf électrons. Si on
additionne le nombre
de charges positives et
le nombre de charges
négatives, on obtient
une charge nulle,
comme le montre
le bilan des charges
ci-contre.
2.5
Nous avons vu que le fluor a tendance à gagner un électron. Lorsque cela se
produit, il acquiert alors une charge négative, comme le montre la figure 2.6.
F–
(+9) protons
+ (–10) électrons
–1
Lorsqu’un atome
de fluor capture un
électron, il cesse d’être
électriquement neutre.
Le bilan des charges
ci-contre montre qu’il
porte alors une charge
négative, notée F–.
2.6
Électron
capturé
Le magnésium est un élément qui a tendance à perdre deux électrons.
Lorsque cela se produit, le magnésium porte alors deux charges positives,
comme le montre la figure 2.7.
Mg2+
(+12) protons
+ (–10) électrons
+2
Le bilan des charges
ci-contre montre que,
lorsque le magnésium
perd deux électrons,
il porte alors deux
charges positives,
notées Mg2+.
2.7
Les figures 2.6 et 2.7 permettent de constater que, lorsqu’ils satisfont leur
tendance à gagner ou à perdre des électrons, les atomes acquièrent en même
temps des charges électriques. Un atome qui n’est plus électriquement neutre
s’appelle un «ion».
Un ION est un atome qui porte une charge électrique à la suite
de la perte ou du gain d’un ou de plusieurs électrons.
No3
Électron
perdu
Électron
perdu
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