Les ions n é gatifs monoatomiques

1. 14-4A 15-5A 16-6A 17-7A Les ions négatifs monoatomiques

2. Qu’est-ce qu’un ion négatif monoatomique? • Définition • Un ion négatif monoatomique est un atome qui a gagné des électrons en respectant la règle de l’octet. • Un atome, qui gagne des électrons, devient un ion négatif appelé anion. • Un ion est plus stable que son atome de départ parce que sa couche électronique périphérique ou externe est identique à celle du gaz rare le plus proche.

3. Les ions du groupe 17 ou 7A • Les éléments de ce groupe sont les halogènes. On considère les 4 premiers éléments. • Le fluor F, de numéro atomique Z = 9 (gaz) • Le chlore Cl, de numéro atomique Z = 17 (gaz) • Le brome Br, de numéro atomique Z = 35 (liquide) • L’iode I, de numéro atomique Z = 53 (solide) • Chaque atome a 7 électrons de valence. Savez-vous pourquoi? • Comment ces atomes forment des ions, en respectant la règle de l’octet? • En perdant les 7 électrons de valence? • 0u en gagnant un électron pour que la couche externe ait 8 électrons?

4. Le groupe 17 ou 7A 17-7A

5. Les ions du groupe 17 ou 7A • La configuration électronique de l’atome de fluor (Z = 9) est Na : (K)2 (L)7 • Regarder le tableau périodique. Quel est le gaz rare le plus proche du fluor? Quelle est sa configuration électronique? • Le néon (Z = 10) est le gaz rare le plus proche du fluor dans le tableau périodique. Sa configuration électronique est Ne : (K)2 (L)8 • L’atome F doit gagner un électron supplémentaire pour donner l’ionF- ayant la configuration électronique stable du néon. F- : [Ne]

6. Les ions du groupe 17 ou 7A • L’atome de fluor F (Z = 9) contient 9 protons (9 charges positives) et 9 électrons (9 charges négatives). Sa charge totale = (+9) + (-9) = 0. L’atome est neutre. • Pour donner l’ion F-, cet atome gagne un seul électron. Le nombre de protons ne change pas. L’atome adopte le chemin le plus facile, gagner 1 lectron au lieu d’en perdre 7. • La charge totale de cet ion = (+9) + (-10) = -1. • L’équation d’ionisation F + 1 e- F- • Cet ion s’appelle ion fluorure. • Remarquer la terminaison « ure ».

7. Les ions du groupe 17 ou 7A • L’atome de chlore Cl s’ionise de la même façon pour donner l’ion chlorure Cl-. (on enlève le « e » du mot chlore et on ajoute la terminaison ure). • L’équation d’ionisation Cl + 1e- Cl- • De la même façon, le brome Br donne l’ion bromure Br-. • L’équation d’ionisation Br + 1e- Br- • De la même façon, l’iode I donne l’ion iodure I-. • L’équation d’ionisation I + 1e- I-

8. Règles • Règles importantes à ne pas oublier!!! • Lorsqu’on forme un ion, on ne change jamais le nombre de protons (Z) présents dans le noyau. C’est ce nombre de protons qui identifie l’élément. • La formation d’un ion ne modifie pas le noyau. Le nombre de protons et de neutrons reste le même. • Lorsqu’on forme un ion, on change le nombre d’électrons périphériques ou électrons de valence en sorte de respecter la règle de l’octet. • Un ion est plus stable que son atome de départ.

9. Le groupe 16 ou 6A 16-6A

10. Les ions du groupe 16 ou 6A • On considère les éléments : • L’oxygène O, de numéro atomique Z = 8 (gaz) • Le soufre S, de numéro atomique Z = 16 (solide) • Le sélénium Se, de numéro atomique Z = 34 (solide) • Savez-vous combien d’électrons de valence y a-t-il dans chaque atome? Pourquoi? • Chaque atome a 6 électrons de valence. Ce nombre est égal au numéro du groupe (6 de 16 ou 6 de 6A). • Pour donner un ion, l’atome adopte le chemin le plus facile. Il est plus facile à chaque atome de gagner 2 électrons que de perdre ses 6 électrons de valence, pour respecter la règle de l’octet.

11. Les ions du groupe 16 ou 6A • L’atome d’oxygène O gagne 2 électrons et donne l’ion oxygénure, appelé ion OXYDE, O2-. • L’équation d’ionisation O + 2e- O2- (ion oxyde) • L’atome de soufre S gagne 2 électrons et donne l’ion sulfure, S2-. • L’équation d’ionisation S + 2e- S2- (ion sulfure) • L’atome de sélénium Se gagne 2 électrons et donne l’ion séléniure, Se2-. • L’équation d’ionisation Se + 2e- Se2- (ion séléniure)

12. Les ions du groupe 15 ou 5A 15- 5A

13. Les ions du groupe 15 ou 5A • On considère les deux premiers éléments : • L’azote N, de numéro atomique Z = 7 (gaz) • Le phosphore P, de numéro atomique Z = 15 (solide) • Dans la diapositive précédente, on voit que chaque atome de ce groupe a 5 électrons de valence. • Pour donner un ion, un atome de ce groupe doit perdre ou gagner des électrons? Pourquoi? • L’atome adopte le chemin le plus facile. Il doit gagner 3 électrons pour respecter la règle de l’octet.

14. À votre tour! • En équipe de deux, résolvez les deux problèmes suivants. • Un fois les problèmes résolus choisis des élèves pour présenter leurs solutions au reste de la classe. • 10 minutes

15. À votre tour! 1. On considère l’atome d’azote N (Z = 7) et l’atome de néon (Z = 10) • Dessiner un schéma de chaque atome. • Écrire la cnfiguration électronique simple de chaque atome. • L’atome d’azote gagne 3 électrons pour donner l’ion azoture qu’on appelle ion NITRURE, N3-. Écrire l’équation d’ionisation. • Dessiner le schéma de l’ion nitrure et écrire sa configuration électronique simple. Comparer avec l’atome de néon.

16. À votre tour! 2. On considère l’atome de phosphore P (Z = 15) et l’atome d’argon (Z = 18) • Dessiner un schéma de chaque atome. • Écrire la configuration électronique simple de chaque atome. • L’atome de phosphore gagne 3 électrons pour donner l’ion phosphure, P3-. Écrire l’équation d’ionisation. • Dessiner le schéma de l’ion phosphure et écrire sa configuration électronique simple. Comparer avec l’atome d’argon.

17. Cas du carbone et de l’hydrogène • L’atome de carbone C a 4 électrons de valence. (groupe 14 ou 4A). • En présence d’un métal alclalin (groupe 1) ou alcalino-terreux (groupe 2), cet atome s’ionise en gagnant 4 électrons pour donner l’ion carbure C4- . • L’atome d’hydrogène H a 1 seul électron de valence. (Groupe 1) • En présence d’un métal alclalin (groupe 1) ou alcalino-terreux (groupe 2), cet atome s’ionise en gagnant 1 électron pour donner l’ion hydrure H- .

18. Attention!!! • Le nom d’un ion négatif monoatomique se termine par la terminaison « ure ». Il y a une exception (l’ion OXYDE de l’oxygène). • Fluorure, chlorure, bromure, iodure (groupe 7A, charge -1) • Oxyde, sulfure, séléniure (groupe 6A, charge -2) • Nitrure, phosphure (groupe 5A, charge -3) • Carbure (groupe 4A, charge -4) • Hydrure (charge -1) • Visiter ce site pou voir la liste des ions http://profmokeur.ca/chimie/tableions.htm

19. Résumé • Un ion monoatomique est formé à partir d’un atome. • L’ion et l’atome ont le même nombre de protons et le même nombre de neutrons. • L’ion et l’atome n’ont pas le même nombre d’électrons. • Si l’ion a moins d’électrons que l’atome, il est un ion positif ou un cation. • Si l’ion a plus d’électrons que l’atome, il est un ion négatif ou un anion. • Le chiffre et le signe en exposant sur le symbole de l’atome représentent la charge de l’ion. • Pas de différence si l’on écrit O2- ou O-2 ou O-- .