Molécules et ions : cours de physique-chimie en 2de

Tout ce qui t'entoure, de l'air de la salle de classe à l'eau de ta gourde, est de la matière. À l'échelle microscopique, cette matière est faite de trois sortes d'entités : des atomes, des ions ou des molécules ³. Savoir lesquelles sont présentes dans un échantillon permet d'expliquer ses propriétés : pourquoi un gaz se comprime, pourquoi un sel se dissout dans l'eau, pourquoi une eau minérale contient des substances dissoutes.

Dans ce cours, tu vas apprendre à reconnaître une molécule et un ion, à écrire leur formule, à prévoir la charge de certains ions et à dessiner le schéma de Lewis d'une molécule. Le programme de seconde demande en effet de décrire et d'exploiter ce type de schéma ¹.

Le mot clé est « neutre » : dans une molécule, il n'y a ni excès ni manque d'électrons. La charge totale est donc nulle. Le mot « plus d'un » compte aussi : un atome isolé, même d'un élément très courant, n'est pas une molécule.

Les atomes d'une molécule sont reliés entre eux par des liaisons covalentes ⁵. Ces liaisons donnent à l'assemblage une existence propre : la molécule garde son individualité ⁵.

Une molécule peut se transformer en d'autres molécules : on parle alors de réaction chimique ⁵. En revanche, les atomes qui la composent se conservent pendant cette réaction ⁵. Retiens cette idée : une réaction chimique réorganise les atomes, elle n'en crée pas et n'en détruit pas. Elle te servira dans le chapitre sur la transformation de la matière.

Une formule comme $\mathrm{H_2O}$ te dit combien d'atomes sont présents, mais pas comment ils sont liés. Le schéma de Lewis répond à cette question : il montre les liaisons et les électrons de valence qui ne participent pas aux liaisons. En seconde, tu dois savoir en décrire un et l'exploiter ¹.

Le décompte des électrons de valence apportés par les atomes est le point de départ pour déterminer le nombre de doublets de la molécule ². Les deux dernières étapes consistent à répartir ces doublets de sorte que chaque atome atteigne une configuration stable, en lien avec ce que tu as vu dans le chapitre sur la stabilité des entités chimiques.

Le noyau de l'atome ne change pas dans cette opération : seul le cortège électronique est modifié. Un atome est neutre, car il y a autant d'électrons que de protons. Si un électron s'en va, il reste un proton de plus que d'électrons : la charge globale est $+e$, et on écrit $+$ en exposant. Si un électron est gagné, il y a un électron de plus que de protons : la charge est $-e$, notée $-$.

Pourquoi un atome de sodium devient-il un ion $\mathrm{Na^+}$ et non $\mathrm{Na^{2+}}$ ou $\mathrm{Na^-}$ ? Le programme explique cette prévision par la configuration électronique des gaz nobles, qui est présentée comme responsable d'une stabilité chimique remarquable ². Un atome qui gagne ou perd le bon nombre d'électrons obtient la même configuration électronique que l'atome de gaz noble le plus proche ².

Le décompte des électrons de valence appliqué aux molécules s'étend aux ions polyatomiques, ce qui permet d'attribuer des charges formelles à certains atomes de l'ion ². Pour l'ion, il suffit d'adapter le total : on retire un électron pour chaque charge positive, on en ajoute un pour chaque charge négative.

Prenons l'ion ammonium $\mathrm{NH_4^+}$. L'azote a 5 électrons de valence et chaque hydrogène en a 1 : $5 + 4\times 1 = 9$. La charge $+$ signifie qu'un électron manque : $9 - 1 = 8$ électrons, donc 4 doublets. Ces quatre doublets sont tous liants, un par liaison $\mathrm{N-H}$.

Les cations et les anions s'attirent grâce à la force électrostatique qui s'exerce entre des charges de signes opposés, c'est la liaison ionique ⁵. À l'état solide, ces ions forment une structure tridimensionnelle appelée réseau ionique ⁵. Ces solides sont des composés ioniques, aussi appelés sels ⁵.

Pourquoi te donne-t-on tant d'exemples avec de l'eau ? Parce que les solutions aqueuses sont partout : boissons, eau de mer, liquides biologiques. L'eau minérale en est un exemple : c'est un mélange homogène, car on n'y distingue qu'une seule phase ³. Cette phase est constituée de molécules d'eau, d'ions sodium $\mathrm{Na^+}$ et d'ions chlorure $\mathrm{Cl^-}$ ³. D'autres entités chimiques y sont aussi dissoutes ³.

Cet exemple montre que molécules et ions peuvent coexister dans un même échantillon. Les molécules d'eau restent neutres ; les ions portent chacun une charge ; l'ensemble reste neutre, puisqu'il y a autant de charges positives que de charges négatives apportées par les ions dissous.

L'eau de mer est elle aussi un mélange : elle est constituée de molécules d'eau et d'autres substances ³. Un solvant polaire comme l'eau peut même faire apparaître des ions à partir de certaines espèces neutres ⁵. Tu n'as pas à connaître son détail, mais retiens ceci : la présence d'ions dans un liquide n'implique pas que le liquide soit chargé.