15.4.1 Exemple : formation du chlorure de sodium

Expérience : combustion du sodium dans le dichlore
Plaçons un morceau de sodium, soigneusement essuyé, dans un têt à combustion (le sodium, très oxydable à l’air, est conservé dans de l’huile de paraffine), puis chauffons-le avec un bec Bunsen : on voit d’abord le métal fondre, puis brûler avec une flamme jaune. Introduisons alors le sodium enflammé dans un flacon de dichlore ; la combustion y est vive et il se forme une poudre blanche, le chlorure de sodium NaCl.
Ce chlorure de sodium est très soluble dans l’eau (l’eau salée est une solution aqueuse de chlorure de sodium).

La solution de chlorure de sodium conduit le courant électrique

Lorsqu’on ferme l’interrupteur, l’ampoule s’allume preuve que le courant électrique traverse la solution de chlorure de sodium.
Le chlorure de sodium n’est donc pas constitué d’atomes qui, électriquement neutres, ne conduiraient pas le courant électrique, mais de porteurs de charges.
Ces porteurs sont des espèces chimiques chargées : les ions.
Dans le cas du chlorure de sodium NaCl, ce sont les ions Na+ (ion sodium) et Cl^– (ion chlorure).
Formation des ions Na⁺ et Cl^–

Cas de Na⁺
Rappelons que pour l’atome Na, Z=11. Il a donc pour formule électronique K ²L⁸M¹.
D’après la règle de l’octet, cet atome tend à acquérir une couche externe à 8 électrons, donc à perdre l’unique électron de la couche M, la couche L devenant de ce fait,
la couche externe.
Cet atome de sodium ayant perdu 1 électron a pour bilan de charge :
11 ( + e) car 11 protons dans le noyau
10 (-e) car 10 électrons

Bilan : 1 ( + e)
Cette charge positive apparaît dans la notation de l’ion sodium Na+.
La transformation d’un atome sodium (Na) en ion sodium (Na+) s’écrit :

Cas de Cl^–
L’atome de Cl (Z=17) a pour formule électronique K ²L⁸M ⁷. Pour obéir à la règle de l’octet, l’atome de chlore à tendance à capter 1 électron pour saturer sa
couche M.
 Cet atome de chlore ayant capté 1 électron a pour bilan de charge

17 (+ e) car 17 protons  dans le noyau
18 (-e) car 18 électrons

Bilan : 1 (-e)
Cette charge négative apparaît dans la notation de l’ion chlorure Cl^–.
L’équation électronique de cette transformation s’écrit :

Remarque.

• Les ions Na⁺ et Cl^– sont des espèces chimiques stables car leurs structures électroniques vérifient la règle de l’octet.
• Il est bien évident que les ions Na⁺ ou Cl^– ne se distinguent des atomes correspondants Na et Cl que par le nombre d’électrons présents dans leur couche externe. La transformation d’un atome en ion (ionisation de l’atome) ne modifie pas son noyau.
• Un élément représente donc l’ensemble des particules (atomes libres, atomes liés ou ions) dont le noyau contient le même nombre Z de protons.

Par exemple l’élément chlore que nous avons retrouvé à l’état d’atome Cl, à l’état d’ion chlorure Cl^– ou engagé dans des molécules comme Cl₂ ou HCl.
15.4.2 Formation d’ions monoatomiques
Lorsque les atomes se transforment en ions, ils le font souvent, en acquérant la structure électronique du gaz rare le plus proche d’eux dans la classification périodique. Ainsi,

• Les atomes des éléments de la 1ère colonne ont tendance à perdre l’unique électron de la dernière couche pour donner des ion positifs notés X⁺ (H⁺,
  Li⁺, Na⁺, K⁺ ;...)
• Ceux de la colonne 2 ont tendance à perdre les deux électrons de la dernière couche et à donner des ions notés X²⁺ (Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺ ;...).
  Notons cependant que certains ions (Fe²⁺, Fe³⁺, Cu²⁺ ; ...) n’ont pas la structure électronique d’un gaz rare.

Les éléments dont les atomes ont tendance à perdre des électrons et devenir des ions positifs sont dits électropositifs.

• Les atomes des éléments de la colonne 17 ont comme le chlore, tendance à capter 1 électron et donner des ions négatifs notés X^– (F^– Cl^– Br^– I^–).

Ceux de la colonne 16 ont tendance à capter 2 électrons et donner des ions notés X^2– (O^2–  S^2– ...).
Les éléments dont les atomes ont tendance à gagner des électrons et donner des ions négatifs sont dits électronégatifs.
Attention! Il existe des règles précises pour l’écriture des ions :

15.4.3 Existence des ions polyatomiques

Il existe des ions formés de plusieurs atomes. Ainsi, un ion polyatomique est un édifice chimique électriquement chargé, formé de plusieurs  atomes liés entre eux
par des liaisons de covalence.es.
„ H₃O⁺ (ion hydronium) ;
„   (ion ammonium) ;
„ OH^– (ion hydroxyde) ;
„   (ion nitrate) ;
„  (ion permanganate) ;
„   (ion sulfate) ;
„   (ion carbonate).

15.4.4 Conclusion : définition générale d’un ion
Un ion est un atome (ou un groupe d’atomes) qui a perdu (ou gagné) un (ou plusieurs) électrons.