Les ions n gatifs monoatomiques
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14-4A 15-5A 16-6A 17-7A. Les ions n é gatifs monoatomiques. 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.

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Les ions n é gatifs monoatomiques

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Presentation Transcript


Les ions n gatifs monoatomiques

14-4A 15-5A 16-6A 17-7A

Les ions négatifs monoatomiques


Qu est ce qu un ion n gatif monoatomique

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.


Les ions du groupe 17 ou 7a

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?


Le groupe 17 ou 7a

Le groupe 17 ou 7A

17-7A


Les ions du groupe 17 ou 7a1

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]


Les ions du groupe 17 ou 7a2

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 ».


Les ions du groupe 17 ou 7a3

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-


R gles

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.


Le groupe 16 ou 6a

Le groupe 16 ou 6A

16-6A


Les ions du groupe 16 ou 6a

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.


Les ions du groupe 16 ou 6a1

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)


Les ions du groupe 15 ou 5a

Les ions du groupe 15 ou 5A

15- 5A


Les ions du groupe 15 ou 5a1

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.


Votre tour

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


Votre tour1

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.


Votre tour2

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.


Cas du carbone et de l hydrog ne

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- .


Attention

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


R sum

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-- .


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