Familles chimiques : prévoir l'ion monoatomique stable

La leçon précédente l'a montré : les éléments d'une même colonne du tableau périodique ont le même nombre d'électrons de valence, donc des propriétés chimiques voisines. Une famille chimique est justement l'ensemble des éléments d'une même colonne. Trois familles sont à connaître en seconde.

Les alcalins (colonne 1, hydrogène mis à part) : lithium $\mathrm{Li}$, sodium $\mathrm{Na}$, potassium $\mathrm{K}$… Ce sont des métaux mous, qui réagissent vivement avec l'eau — de plus en plus vivement à mesure qu'on descend la colonne — et qu'on conserve pour cette raison à l'abri de l'air et de l'humidité. Tous possèdent 1 électron de valence.

Les halogènes (colonne 17) : fluor $\mathrm{F}$, chlore $\mathrm{Cl}$, brome $\mathrm{Br}$, iode $\mathrm{I}$. Très réactifs eux aussi, ils se combinent facilement aux métaux pour former des solides ioniques — le chlorure de sodium du sel de cuisine en est l'exemple familier. Tous possèdent 7 électrons de valence.

Les gaz nobles (colonne 18) : hélium $\mathrm{He}$, néon $\mathrm{Ne}$, argon $\mathrm{Ar}$… Leur couche externe est saturée, et ils sont chimiquement à peu près inertes : on ne les rencontre pratiquement jamais combinés. Cette inertie n'est pas une anecdote, c'est la référence de stabilité de toute la chimie de seconde.

Un mot sur l'hydrogène : sa configuration $1s^{1}$ le place en colonne 1, mais ce gaz n'a rien d'un métal mou — il ne fait pas partie de la famille des alcalins. Sa case en haut de la colonne 1 est une commodité de classement, pas un air de famille.

Pourquoi les gaz nobles sont-ils si stables ? Parce que leur couche externe est complète. Les autres atomes, lors des transformations chimiques, évoluent vers cette même configuration. C'est le contenu de deux règles :

• règle du duet : les atomes proches de l'hélium ($Z \leqslant 4$) évoluent vers une couche externe à 2 électrons (celle de l'hélium, $1s^{2}$) ;
• règle de l'octet : les autres atomes évoluent vers une couche externe à 8 électrons (celle du néon ou de l'argon).

Rappel de 3e : un ion monoatomique est un atome qui a gagné ou perdu des électrons — jamais des protons. Un gain d'électrons crée une charge négative (un anion), une perte crée une charge positive (un cation). La nouveauté de seconde est qu'on peut prévoir la charge au lieu de l'apprendre par cœur : l'atome prend le chemin le plus court vers le gaz noble voisin.

• Colonne 1 ($v = 1$) : perdre 1 électron coûte moins que d'en gagner 7. L'atome forme un ion $+1$ : $\mathrm{Na^{+}}$, $\mathrm{K^{+}}$ ;
• colonne 2 ($v = 2$) : perte de 2 électrons, ion $+2$ : $\mathrm{Mg^{2+}}$, $\mathrm{Ca^{2+}}$ ;
• colonne 16 ($v = 6$) : gagner $8 - 6 = 2$ électrons, ion $-2$ : $\mathrm{O^{2-}}$, $\mathrm{S^{2-}}$ ;
• colonne 17 ($v = 7$) : gain de 1 électron, ion $-1$ : $\mathrm{F^{-}}$, $\mathrm{Cl^{-}}$ ;
• colonne 18 ($v = 8$, couche pleine) : rien à gagner ni à perdre — les gaz nobles ne forment pas d'ions dans les conditions de la chimie usuelle.

D'où la cohérence des familles : tous les alcalins donnent des ions $\mathrm{X^{+}}$, tous les halogènes des ions $\mathrm{X^{-}}$. La colonne prédit la charge — c'est un raisonnement, pas une table à mémoriser.

Reste une question : que font les atomes du milieu du tableau, comme le carbone ($v = 4$), pour qui gagner 4 et perdre 4 coûtent autant ? Ils choisissent un troisième chemin — la mise en commun d'électrons au sein de molécules. C'est l'objet de la prochaine leçon.

Le calcium $\mathrm{Ca}$ ($Z = 20$) occupe la colonne 2 du tableau périodique, sous le magnésium. Prévoyons l'ion monoatomique stable qu'il forme.

1. Électrons de valence. La colonne 2 appartient au bloc s : ses éléments ont $v = 2$ électrons de valence. (Le calcium dépasse $Z = 18$, on ne demande pas sa configuration complète : la colonne suffit — c'est toute la force du tableau.)

2. Le chemin le plus court vers une couche pleine. Deux options s'offrent à l'atome : perdre ses 2 électrons de valence, ou en gagner $8 - 2 = 6$. Perdre 2 est le chemin le plus court : l'atome adopte alors la configuration du gaz noble qui le précède.

3. Bilan de charges. L'atome neutre portait autant de charges positives (protons) que négatives (électrons). En perdant 2 électrons, il conserve tous ses protons et se retrouve avec 2 charges positives excédentaires :

L'ion calcium stable est $\mathrm{Ca^{2+}}$ — celui-là même des eaux minérales dites « calciques ».

4. Contre-vérification par la famille. Le magnésium, juste au-dessus dans la colonne 2, forme $\mathrm{Mg^{2+}}$ : même colonne, même charge. Une prévision qui contredirait la famille (un $\mathrm{Ca^{+}}$, par exemple) doit immédiatement éveiller le soupçon.

5. Et le voisin d'en face ? Le soufre $\mathrm{S}$ (colonne 16, $v = 6$) suit le raisonnement inverse : gagner $8 - 6 = 2$ électrons est plus court que d'en perdre 6, d'où l'ion sulfure $\mathrm{S^{2-}}$. Perte à gauche du tableau, gain à droite : la géographie du tableau raconte la chimie.

Figure (fig.chemistry.chemical-families, SVG programmatique à produire) : le tableau réduit ($Z \leqslant 18$) transformé en carte des familles, surmonté de deux bilans de formation d'ions.

• La carte. La grille des trois premières périodes, comme dans la leçon précédente, mais où seules trois colonnes sont mises en évidence : colonne 1 (Li, Na — hachures obliques, étiquette « alcalins : $v = 1$ → ions $\mathrm{X^{+}}$ », la case H détachée du groupe par un liseré pointillé et la mention « pas un alcalin »), colonne 17 (F, Cl — hachures croisées, étiquette « halogènes : $v = 7$ → ions $\mathrm{X^{-}}$ ») et colonne 18 (He, Ne, Ar — trame de points, étiquette « gaz nobles : couche pleine, pas d'ion »). Les textures distinguent les familles sans recours à la seule couleur.
• Les deux chemins. Au-dessus de la carte, deux bilans en vis-à-vis. À gauche : un atome de sodium schématisé (10 électrons de cœur groupés + 1 électron de valence isolé), une flèche « perd $1\,e^{-}$ » vers $\mathrm{Na^{+}}$, avec la mention « couche externe restante : 8 — configuration du néon ». À droite : un atome de chlore (7 électrons de valence), une flèche « gagne $1\,e^{-}$ » vers $\mathrm{Cl^{-}}$, mention « couche externe : 8 — configuration de l'argon ». Sous chaque bilan, le décompte des charges : $11$ protons / $10$ électrons pour $\mathrm{Na^{+}}$, $17$ protons / $18$ électrons pour $\mathrm{Cl^{-}}$.
• Bandeau de bas de figure. La règle générale en une ligne : « colonnes 1–2 : perte de $v$ électrons, charge $+v$ ; colonnes 16–17 : gain de $8 - v$ électrons, charge $-(8 - v)$ ; colonne 18 : aucune ».

Ce qu'il faut lire. Les deux flèches convergent vers le même but — huit électrons externes — par des chemins opposés : la gauche du tableau se délèste, la droite complète. Le décompte de protons sous chaque ion rappelle que le noyau n'a pas bougé : c'est le cortège qui change, jamais l'identité de l'élément.

Domaine de validité. Ces prévisions concernent les ions monoatomiques des blocs s et p du début du tableau, cadre de la seconde. Les éléments du milieu du tableau (colonnes 13 à 15, comme le carbone) préfèrent former des molécules ; les métaux des colonnes 3 à 12, plus tard au lycée, échapperont à cette règle simple.

1. Prévoir $\mathrm{Mg^{+}}$ au lieu de $\mathrm{Mg^{2+}}$. La charge de l'ion n'est pas « toujours 1 » : elle vaut le nombre d'électrons transférés. Le magnésium (colonne 2) a 2 électrons de valence et les perd tous les deux — s'arrêter à un seul le laisserait avec une couche externe entamée, ni pleine ni vide, qui n'est pas stable.
2. Classer l'hydrogène parmi les alcalins. L'hydrogène occupe la case du haut de la colonne 1, mais ce gaz n'est pas un métal alcalin et sa chimie est singulière (il peut donner $\mathrm{H^{+}}$ comme $\mathrm{H^{-}}$). En seconde : la colonne 1 des alcalins commence au lithium.
3. Croire que les gaz nobles forment facilement des ions. C'est exactement l'inverse : leur couche externe est déjà saturée, ils n'ont aucune raison de gagner ou de perdre des électrons. Leur inertie est la définition même de la stabilité que les autres atomes cherchent à atteindre.
4. Se tromper de sens sur la charge. Gagner des électrons rend l'ion négatif ($\mathrm{Cl^{-}}$ a un électron de plus que l'atome), en perdre le rend positif. L'erreur classique consiste à raisonner sur ce que l'atome « donne » et à inverser le signe : compter les électrons de l'ion et les comparer aux protons tranche toujours.
5. Faire porter la transformation sur le noyau. Un ion se forme par transfert d'électrons ; le nombre de protons ne change jamais — sinon on changerait d'élément, pas de charge. $\mathrm{Na^{+}}$ a 11 protons comme l'atome de sodium, et 10 électrons.

Exercice type — celui que produit le modèle d'entraînement associé à cette leçon : un élément est donné avec son numéro de colonne, et il faut choisir l'ion monoatomique stable qu'il forme, parmi des propositions qui reproduisent les erreurs classiques (charge incomplète, signe inversé, ion d'un autre élément).

Énoncé. L'élément potassium ($\mathrm{K}$) occupe la colonne 1 du tableau périodique. Quel ion monoatomique stable cet atome forme-t-il de préférence ?

• A. $\mathrm{K^{-}}$
• B. $\mathrm{K^{+}}$
• C. $\mathrm{K^{2+}}$
• D. Cet atome ne forme pas d'ion monoatomique stable.

Corrigé. Colonne 1 : le potassium possède 1 électron de valence. Le chemin le plus court vers la configuration du gaz noble le plus proche est de perdre cet unique électron. L'ion garde ses 19 protons pour 18 électrons : une charge positive excédentaire, donc $\mathrm{K^{+}}$ — réponse B. La réponse A inverse le sens du transfert (gagner 7 électrons serait le chemin long) ; la C retire un électron de trop, entamant une couche pleine ; la D contredit la famille entière des alcalins, qui forment tous des ions $\mathrm{X^{+}}$.

Auto-contrôle : la charge prévue doit être celle de toute la colonne — ici $+1$, comme $\mathrm{Li^{+}}$ et $\mathrm{Na^{+}}$.