Ions
Un ion est un atome ou un groupe d’atomes portant une charge électrique nette. Cette charge apparaît lorsque le nombre de protons et le nombre d’électrons ne coïncident plus. Lors de la formation ordinaire d’un ion, le noyau reste généralement inchangé.
Déterminer la charge par le bilan des électrons
Pour un ion monoatomique :
charge/e = nombre de protons − nombre d’électrons
Al³⁺ possède 13 protons et 10 électrons. O²⁻ possède 8 protons et 10 électrons. Les deux espèces comptent 10 électrons, mais leurs charges nucléaires sont différentes.
Configurations électroniques des ions
Les ions des éléments des groupes principaux se forment souvent par perte ou gain d’électrons dans la couche occupée la plus externe. Na : [Ne]3s¹ devient Na⁺ : [Ne]. Cl : [Ne]3s²3p⁵ devient Cl⁻ : [Ar].
Les ions des métaux de transition demandent davantage d’attention. Bien que 4s se remplisse avant 3d dans les atomes neutres, les électrons 4s sont généralement retirés en premier dès que la sous-couche d est occupée. Le fer s’écrit couramment [Ar]3d⁶4s² ; Fe²⁺ est [Ar]3d⁶.
Les ions polyatomiques conservent des liaisons covalentes internes
NH₄⁺, SO₄²⁻ et NO₃⁻ sont des groupes chargés, et non des atomes chargés isolés. Leurs atomes restent reliés par des liaisons covalentes tandis que l’ensemble porte une charge nette.
Les structures de Lewis et la résonance permettent de décrire la répartition de cette charge. Une charge formelle placée sur un atome dans une forme de Lewis ne doit pas être interprétée automatiquement comme une charge mesurée et strictement localisée.
Ions dans les solides, les liquides fondus et les solutions
Dans un solide ionique, les ions occupent un réseau étendu. Ils ne peuvent pas se déplacer librement : le solide conduit donc généralement mal l’électricité. À l’état fondu ou en solution, des ions mobiles peuvent transporter la charge.
Dans l’eau, les ions sont solvatés : les molécules d’eau polaires s’orientent autour d’eux. L’hydratation modifie les interactions effectives et contribue fortement à l’énergétique de la dissolution.
Calcul du nombre d’électrons
Utiliser une charge algébrique : +2 pour un cation 2+, −1 pour un anion 1−.
La formation d’un ion est un bilan énergétique
Retirer un électron à un atome neutre exige une énergie d’ionisation. Ajouter un électron s’accompagne d’une variation d’énergie liée à l’affinité électronique. Un atome Na isolé ne devient donc pas spontanément Na⁺ simplement parce que Na⁺ possède une configuration de gaz noble : il faut fournir de l’énergie pour arracher l’électron.
Lors de la formation de NaCl, ce coût est compensé par d’autres contributions favorables, notamment l’attraction au sein du réseau ionique. En solution, l’hydratation peut également stabiliser fortement les ions. La stabilité d’un ion dépend du total bilan énergétique de son environnement chimique.
Les séries isoélectroniques distinguent nombre d’électrons et charge nucléaire
O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺, Mg²⁺ et Al³⁺ possèdent tous 10 électrons. Pourtant, leurs tailles diffèrent, car leurs noyaux contiennent respectivement 8, 9, 10, 11, 12 et 13 protons.
O²⁻ > F⁻ > Ne > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺ du rayon.
Dans une même série isoélectronique, un plus grand nombre de protons attire plus fortement vers le noyau le même ensemble d’électrons.
L’équilibre des charges détermine les formules ioniques
Un composé ionique macroscopique est électriquement neutre. Le plus petit rapport entier entre cations et anions doit donc annuler la somme des charges positives et négatives.
| Ions | Formule neutre | Vérification des charges |
|---|---|---|
| Na⁺ et Cl⁻ | NaCl | +1 −1 = 0 |
| Mg²⁺ et Cl⁻ | MgCl₂ | +2 + 2(−1) = 0 |
| Al³⁺ et O²⁻ | Al₂O₃ | 2(+3) + 3(−2) = 0 |
| Ca²⁺ et PO₄³⁻ | Ca₃(PO₄)₂ | 3(+2) + 2(−3) = 0 |
Les indices indiquent le rapport entre ions dans l’unité de formule ; ils ne représentent pas les charges elles-mêmes.
Charges variables des métaux de transition
Les métaux de transition forment souvent plusieurs ions stables parce que les états ns et (n−1)d sont proches en énergie. Le fer forme couramment Fe²⁺ et Fe³⁺ ; le cuivre, Cu⁺ et Cu²⁺.
C’est pourquoi des noms comme chlorure de fer(II) et chlorure de fer(III) précisent l’état d’oxydation. Le chiffre romain correspond ici à la charge du cation dans le composé ionique, et non au nombre d’atomes de la formule.
Ionisation, dissociation et dissolution sont des processus différents
Quand NaCl se dissout, les ions Na⁺ et Cl⁻ déjà présents dans le cristal se séparent et s’hydratent : c’est une dissociation. Quand HCl se dissout dans l’eau, un transfert de proton produit H₃O⁺ et Cl⁻ ; on parle souvent d’ionisation, car des molécules HCl neutres forment alors des ions dans le solvant.
Il ne faut pas réduire ces phénomènes à « le composé se transforme en ions ». Le point de départ microscopique diffère : un réseau ionique contient déjà des ions, alors qu’une substance moléculaire peut en créer par réaction chimique avec le solvant.
Couches d’hydratation et mobilité ionique
Les molécules d’eau orientent leur extrémité oxygène vers les cations et leurs hydrogènes vers les anions. La première couche d’hydratation est structurée, et les petits ions fortement chargés peuvent retenir l’eau particulièrement fortement.
L’hydratation peut inverser l’intuition fondée sur le seul rayon ionique « nu ». Li⁺ est un très petit ion isolé mais il s’hydrate fortement ; son comportement hydrodynamique en solution ne se déduit donc pas d’une simple comparaison des rayons cristallins.
La conductivité électrique d’une solution dépend à la fois du nombre de porteurs de charge et de la vitesse à laquelle chaque ion hydraté se déplace dans le solvant.
Ions courants et noms chimiques
| Ion | Nom | Commentaire |
|---|---|---|
| NH₄⁺ | ammonium | cation polyatomique courant |
| OH⁻ | hydroxyde | chimie des bases |
| NO₃⁻ | nitrate | anion délocalisé par résonance |
| SO₄²⁻ | sulfate | oxyanion 2− |
| CO₃²⁻ | carbonate | au cœur de nombreux équilibres acido-basiques |
| PO₄³⁻ | phosphate | oxyanion 3− |
Dans une formule, les parenthèses regroupent un ion polyatomique lorsqu’il en faut plusieurs : Ca(NO₃)₂ contient deux ions nitrate pour chaque ion Ca²⁺.
Association d’ions : dans les solutions concentrées, des ions de charges opposées peuvent rester associés une partie du temps. La conductivité et le comportement thermodynamique peuvent alors s’écarter du modèle idéal d’ions hydratés totalement indépendants.
La densité de charge compte : un petit ion 2+ comme Mg²⁺ polarise beaucoup plus fortement le solvant ou les anions voisins qu’un grand ion 1+. La charge ionique seule ne suffit donc pas à prévoir l’intensité des interactions.
Exercices
Ion calcium
Combien d’électrons possède Ca²⁺ (Z = 20) ?
Solution
18 électrons.
Taille de l’atome parent
Lequel est le plus grand : Na ou Na⁺ ?
Solution
Na. Former Na⁺ retire l’électron 3s et donc toute la couche de valence n = 3.
Fer
À partir de [Ar]3d⁶4s², donner la configuration de Fe³⁺.
Solution
On retire les deux électrons 4s puis un électron 3d : [Ar]3d⁵.