Physique-Chimie au Collège

•  L’atome ou groupe d’atomes qui gagne un ou des électrons devient un ion négatif  appelé anion.

2) Les ions monoatomiques

a. Exemple des ions sodium :

L’ion sodium correspond à un atome de sodium ayant perdu 1 électron.

L’atome de sodium (Z=11) est constitué de 11 protons et de 11 électrons (charge totale est nulle).

L’ion sodium est composé de 11 protons (+11e) et de 10 électrons(-10e)

charge totale de l’ion = +11e – 10e = +1e.

On notera l’ion sodium : Na⁺

b. Exemple des ions chlorure :

L’ion chlorure est un atome de chlore qui a gagné 1 électron.

L’atome de chlore (Z=17) est constitué de 17 protons et de 17 électrons (charge totale est nulle).

L’ion chlorure est composé de 17 protons (+17e) et de 18 électrons (-18e).

charge totale de l’ion = +17e – 18e = -1e.

On notera l’ion chlorure : Cl^–

c. Exemple des ions calcium :

L’atome de calcium (Z=20) est constitué de 20 protons et de 20 électrons.

L’ion calcium est un atome de calcium qui a perdu 2 électrons:

On le note Ca²⁺.

2) Les ions polyatomiques

Ils sont formés par un groupement de plusieurs atomes.

La charge positive ou négative s’applique à l’ensemble des atomes du groupe.

Exemple d’ion polyatomique :    ion sulfate             SO₄^2-

L’ion sulfate est composé de :

1 atome de soufre et 4 atomes d’oxygène. L’ensemble porte la charge électrique 2-.

3) Les composés ioniques

La matière est électriquement neutre.

Un ion positif est toujours proche d’un ion négatif et inversement.

Un ion positif portant la charge (1 + ) sera proche d’un ion négatif portant la charge (1 – ).

Un ion positif portant la charge (2 + ) sera proche d’un ion négatif portant la charge (2 – ) ou proche de 2 ions portant la charge (1 -)          car :               2 ( – )  équilibrent  ( 2 + )‏

a. Cas de l’oxyde de magnésium

La matière est électriquement neutre , soit autant de charges + que de charges -.

La formule ionique est : ( Mg ²⁺ , O ^2- )‏

Dans la formule globale, on n’écrit plus les charges puisqu’elles sont équilibrées.

b. Cas du chlorure de magnésium

Le coefficient 2 passe en indice de Cl.

  c.  le chlorure d’aluminium

L’ion aluminium Al ³⁺ s’entoure de 3 ions chlorures Cl ^–

Le composé ionique a pour :

formule ionique  ( Al ³⁺, 3 Cl ^–)‏

formule globale        Al Cl₃

d. L’oxyde d’aluminium

L’oxyde d’aluminium contient les ions Al³⁺ et les ions O^2-

Est-ce que  3 +  équilibrent   2 –  ?

Combien de [3 +] et de [2 – ] pour arriver à cette neutralité électrique ?

Considérons le multiple commun à 2 et à 3 , soit  2 x 3 = 3 x 2 = 6

Formule ionique : ( 2 Al ³⁺, 3 O ^2- )

Formule globale :   Al₂O₃

e. Le sulfate d’Aluminium

Le sulfate d’aluminium contient l’ion sulfate SO4 ^2-  et l’ion aluminium Al ³⁺

Considérons  3 x (2-) et 2 x (3+) pour un bilan électrique NUL.

Soit  3 [ SO4 ^2- ]  et 2 [ Al³⁺].

Nous ne faisons plus apparaître les charges dans la formule globale.

Nous obtenons :                                    Al₂ (SO₄)₃

III – Les solides ioniques et la conduction électrique

1) Les solides ioniques

De nombreux cristaux sont constitués d’ions ( sel, sulfate de cuivre…).

Ces cristaux étant électriquement neutres, ils sont nécessairement constitués de cations et d’anions :

le sel est un cristal de chlorure de sodium (ions chlorure Cl^– et sodium Na⁺).

2) Conduction électrique des solides ioniques.

On réalise l’expérience suivante :

Observation :

Les cristaux de chlorure de sodium ne conduisent pas le courant électrique.

Interprétation:

Dans le chlorure de sodium solide, les ions Na+ et Cl-  ne peuvent pas se déplacer car ils sont rigidement liés.

Conclusion:

Dans un cristal ionique, les ions ne peuvent pas se déplacer.

Un cristal ionique n’est donc pas un conducteur électrique.

3) Dissolution d’un cristal ionique dans l’eau

Lorsque les cristaux ioniques sont au contact de l’eau, ils peuvent se dissoudre : les ions deviennent alors indépendants, libres de se déplacer et un courant électrique peut circuler.