Formation et schéma de Lewis d’un ion monoatomique

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Classe(s) : 1re Générale | Thème(s) : La matière à l'échelle microscopique
 

Les atomes perdent ou gagnent des électrons afin de se transformer en un ion monoatomique stable. Le schéma de Lewis permet de rendre compte de la stabilité de structures telles que les ions ­monoatomiques.

I Formation d’un ion monoatomique

Les électrons se répartissent selon des couches électroniques, caractérisées par des nombres entiers n, et des sous-couches, caractérisées par des lettres.

PB_Bac_05229_PhyChi1_TT_p069-100_C03_Groupe_Schema_0

La dernière couche avec des électrons est la couche électronique de valence ou couche externe.

Un atome perd ou gagne des électrons de sa couche de valence afin d’acquérir la structure électronique du gaz noble le plus proche dans la classification périodique : il se transforme en ion monoatomique stable.

Structure ­électronique des gaz nobles

hélium He

1s2

néon Ne

1s2 2s2 2p6

argon Ar

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Couche de valence

2 électrons (règle du duet) si n = 1

8 électrons (règle de l’octet) si n = 2

8 électrons (règle de l’octet) si n = 3

II Schéma de Lewis d’un ion monoatomique

Sur la couche de valence, les électrons sont groupés par paquets de deux : les doublets électroniques non liants.

Atome et structure électronique

hydrogène H

1s1

bore B

1s2 2s2 2p1

oxygène O

1s2 2s2 2p4

Nombre d’électrons perdus ou gagnés

1 perdu

3 perdus

2 gagnés

Ion formé

H+ : 1s0

B3+ : 1s2

O2– : 1s2 2s2 2p6

Nombre de ­doublets non liants

0

1

4

mot clé

Une lacune électronique ­correspond à deux électrons en moins par rapport à la règle du duet et de l’octet.

Dans un schéma de Lewis, on représente les doublets électroniques non liants par des tirets autour du symbole de l’atome et les lacunes électroniques par des rectangles.

05229_C03_p04_01

Méthode

Déterminer le schéma de Lewis d’un ion monoatomique

Voici les noms et les numéros atomiques associés à plusieurs atomes :

lithium Li (Z = 3) ; azote N (Z = 7) ; sodium Na (Z = 11) ; magnésium Mg (Z = 12)

a. Déterminer pour chaque atome, la structure électronique.

b. Déterminer le nombre d’électrons perdus ou gagnés par chacun des atomes pour former l’ion.

c. Déterminer le schéma de Lewis de chacun des ions monoatomiques formés.

conseils

a. Rappelez-vous que les sous-couches électroniques se remplissent dans l’ordre suivant : 1s ; 2s ; 2p ; 3s ; 3p. Une sous couche s peut contenir au maximum deux électrons et une sous couche p, six au maximum. Le numéro atomique est égal au nombre d’électrons que possède l’atome.

b. Appliquez la règle de stabilité d’un atome qui tend à perdre ou à gagner des électrons.

c. Si l’atome perd des électrons, il donne un cation (positif) tandis que s’il en gagne, il devient un anion (négatif).

Les électrons de la couche externe se regroupent en doublets non liants qui sont représentés par des traits placés à côté du symbole de l’atome.

 

solution

 

a.

Li : 3 électrons

N : 7 électrons

Na : 11 électrons

Mg : 12 électrons

1s2 2s1

1s2 2s2 2p3

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2s2 2p6 3s2

 

b. • L’atome de lithium doit perdre un électron pour obtenir la structure électronique de l’hélium : 1s2.

 L’atome d’azote doit gagner trois électrons pour obtenir la structure ­électronique du néon : 1s2 2s2 2p6.

L’atome de sodium doit perdre un électron pour obtenir la structure électronique du néon : 1s2 2s2 2p6.

L’atome de magnésium doit perdre deux électrons pour obtenir la structure électronique du néon : 1s2 2s2 2p6.

c. 

Ion Li+

Ion N3−

Ion Na+

Ion Mg2+

05229_C03_p05_01 05229_C03_p05_02 05229_C03_p05_03 05229_C03_p05_04

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