Les ions : un atome qui perd ou gagne des électrons

Un atome est électriquement neutre. Ce n'est pas une propriété magique : c'est un simple comptage. Son noyau contient $Z$ protons, chacun portant une charge positive, et autour du noyau se répartissent exactement $Z$ électrons, chacun portant une charge négative. Autant de $+$ que de $-$ : le bilan est nul.

Un ion est un atome — ou un groupe d'atomes — qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Il porte donc une charge électrique non nulle.

Le mécanisme, c'est la géométrie de l'atome. Le noyau est environ 100 000 fois plus petit que l'atome, et ses protons y sont retenus par des forces bien plus intenses que tout ce qui se joue en chimie. Les électrons, eux, occupent tout le volume extérieur : ce sont les seules particules qu'une réaction chimique peut déplacer. D'où la règle qui commande tout le reste :

En chimie, le nombre de protons ne change jamais. Un ion ne se distingue de son atome que par son nombre d'électrons.

Deux cas, deux noms :

• l'atome perd des électrons : il lui reste plus de $+$ que de $-$, sa charge est positive. C'est un cation ;
• l'atome gagne des électrons : il a plus de $-$ que de $+$, sa charge est négative. C'est un anion.

La charge se note en exposant, à droite du symbole, et se compte en nombre de charges élémentaires : $\mathrm{Na^{+}}$, $\mathrm{Mg^{2+}}$, $\mathrm{Cl^{-}}$, $\mathrm{O^{2-}}$. Quand il n'y a qu'une charge, on écrit seulement le signe.

Compare la troisième colonne et la cinquième : le nombre d'électrons diminue pour un ion positif et augmente pour un ion négatif. C'est déroutant la première fois, et c'est pourtant logique : enlever une charge négative rend le bilan positif.

Rien à apprendre par cœur ici. Le numéro atomique $Z$ ne se retient pas : il est donné dans l'énoncé, ou se lit dans la classification périodique des éléments, ce tableau fourni avec le sujet où chaque case porte le symbole de l'élément, son nom et son numéro atomique — le petit nombre entier écrit à côté du symbole. Savoir y retrouver un élément à partir de son nom, et l'inverse, fait partie du programme. Une fois $Z$ connu, tout le reste se déduit.

1. Un ion n'est pas toujours un atome seul. Certains ions sont des groupes d'atomes liés entre eux qui portent globalement une charge : on les dit polyatomiques. Les plus utiles en 3e :

La charge appartient au groupe entier, pas à l'un de ses atomes. $\mathrm{SO_4^{2-}}$ ne signifie pas « un soufre chargé $2-$ entouré de quatre oxygènes » : c'est l'ensemble « 1 soufre + 4 oxygènes » qui possède deux électrons de plus que les cinq atomes neutres réunis.

2. L'électroneutralité : la matière ordinaire n'est jamais chargée. Ni un flacon d'eau salée ni un grain de sel ne te donnent de décharge électrique. Ils sont pourtant pleins d'ions. C'est qu'à l'échelle de l'échantillon, le total des charges positives compense exactement le total des charges négatives.

Cette règle est un outil de calcul, pas seulement une phrase. Chaque cation apporte un certain nombre de charges positives, chaque anion un certain nombre de charges négatives, et les deux totaux sont égaux :

Conséquence à retenir : il n'y a pas forcément autant d'ions des deux sortes. Dans le chlorure de calcium, l'ion $\mathrm{Ca^{2+}}$ apporte deux charges positives alors que l'ion $\mathrm{Cl^{-}}$ n'apporte qu'une charge négative : il faut donc deux fois plus d'ions chlorure que d'ions calcium.

3. Un solide ionique n'est pas fait de molécules. Le chlorure de sodium ne contient pas de « molécules NaCl » : c'est un empilement régulier d'ions $\mathrm{Na^{+}}$ et d'ions $\mathrm{Cl^{-}}$, alternés, qui se tiennent par attraction entre charges opposées. La formule $\mathrm{NaCl}$ ne décrit donc pas un objet individuel : elle annonce une proportion, un ion sodium pour un ion chlorure. Établir cette formule à partir des charges des ions se travaille en seconde ; en 3e, elle t'est donnée.

4. Les solutions ioniques conduisent le courant. Quand un solide ionique se dissout dans l'eau, ses ions se séparent les uns des autres et deviennent libres de se déplacer. Comme ils sont chargés, leur déplacement d'ensemble est un courant électrique. C'est pour cela que l'eau salée conduit alors que l'eau distillée conduit très mal : dans une solution, ce sont les ions — et non des électrons libres comme dans un métal — qui transportent la charge.

5. Reconnaître un ion en solution. On ne voit pas les ions ; on les identifie par des tests qui font apparaître un précipité, c'est-à-dire un solide qui se forme dans le liquide :

Un test ne se lit jamais seul : deux précipités blancs figurent dans ce tableau, et c'est le réactif utilisé qui les distingue.

Ce que tu verras au lycée. Pourquoi le sodium donne-t-il $\mathrm{Na^{+}}$ et jamais $\mathrm{Na^{2+}}$ ? Pourquoi l'oxygène donne-t-il $\mathrm{O^{2-}}$ ? La réponse tient à la façon dont les électrons se rangent autour du noyau — la configuration électronique — qui s'étudie en seconde. En 3e, la charge des ions usuels t'est fournie.

On étudie le sulfate d'aluminium, un solide ionique formé d'ions aluminium $\mathrm{Al^{3+}}$ et d'ions sulfate $\mathrm{SO_4^{2-}}$. Données : $Z(\mathrm{Al}) = 13$, $Z(\mathrm{S}) = 16$, $Z(\mathrm{O}) = 8$.

1. L'atome d'aluminium. Son numéro atomique vaut 13 : son noyau contient 13 protons, donc l'atome neutre possède 13 électrons.

2. L'ion aluminium $\mathrm{Al^{3+}}$. L'exposant $3+$ annonce trois charges positives de trop. Comme le noyau ne change pas, ces trois charges viennent d'électrons perdus :

Vérification : 13 charges positives (les protons) et 10 charges négatives (les électrons) donnent bien un bilan de $13 - 10 = +3$. Et le nombre de protons est resté 13.

3. L'ion sulfate $\mathrm{SO_4^{2-}}$. Il regroupe 1 atome de soufre et 4 atomes d'oxygène. Les atomes neutres correspondants totalisent

L'exposant $2-$ annonce deux charges négatives de trop : le groupe a gagné deux électrons.

Les protons, eux, restent au nombre de $16 + 4 \times 8 = 48$. Bilan : $48 - 50 = -2$. C'est bien la charge annoncée.

4. Combien d'ions de chaque sorte ? On modélise un très petit échantillon de sulfate d'aluminium qui contient 300 ions $\mathrm{Al^{3+}}$. Combien d'ions sulfate contient-il ?

Chaque ion aluminium porte 3 charges positives :

Le solide est électriquement neutre : il faut exactement 900 charges négatives pour les compenser. Chaque ion sulfate en porte 2 :

5. Le résultat a-t-il du sens ? Il y a plus d'ions sulfate (450) que d'ions aluminium (300), et c'est normal : chaque sulfate n'apporte que 2 charges là où chaque aluminium en apporte 3, il en faut donc davantage. La proportion est de 450 pour 300, soit 3 ions sulfate pour 2 ions aluminium.

Réflexe d'auto-contrôle : après un calcul d'électroneutralité, demande-toi toujours quelle sorte d'ion devrait être la plus nombreuse. C'est celle qui porte le moins de charges par ion.

Figure (fig.chemistry.ion-formation, SVG programmatique à produire) : deux transformations placées l'une au-dessus de l'autre, sur le même modèle, pour que la symétrie saute aux yeux.

• Ligne du haut — un cation. À gauche, l'atome de sodium : un disque central étiqueté « noyau : 11 protons », entouré d'un nuage où sont dessinés 11 petits points marqués d'un signe $-$, avec la légende « 11 électrons ». Sous le schéma, un bandeau de bilan : « 11 charges $+$ / 11 charges $-$ → bilan 0 ». Au centre, une flèche horizontale portant l'étiquette « $-\,1$ électron » et, sous elle, un électron isolé qui s'échappe vers le haut. À droite, l'ion sodium $\mathrm{Na^{+}}$ : le même disque central, toujours étiqueté « noyau : 11 protons » (souligné : inchangé), un nuage à 10 points, et le bandeau « 11 charges $+$ / 10 charges $-$ → bilan $+1$ ».
• Ligne du bas — un anion. Même mise en page. À gauche, l'atome de chlore : « noyau : 17 protons », 17 points, bilan 0. Flèche centrale « $+\,1$ électron », avec un électron qui arrive de l'extérieur. À droite, l'ion chlorure $\mathrm{Cl^{-}}$ : « noyau : 17 protons » (inchangé), 18 points, bandeau « 17 charges $+$ / 18 charges $-$ → bilan $-1$ ».
• Distinction sans couleur. Le disque du noyau du cation est bordé d'un trait plein, celui de l'anion d'un trait hachuré, et chaque bandeau de bilan porte le signe du résultat écrit en toutes lettres : aucune information n'est portée par la seule couleur.
• Encadré en bas de figure : « Le noyau ne change jamais. Seul le nombre d'électrons change. Électrons de l'ion $= Z -$ charge. »

Ce qu'il faut lire. Les deux disques centraux d'une même ligne sont identiques : c'est le message principal de la figure. Ce qui change d'un côté à l'autre de la flèche, c'est uniquement le nombre de points du nuage. Et le sens de la flèche contredit l'intuition : celle qui retire un électron produit l'ion positif.

La figure en détail : deux schémas superposés. Dans le premier, un atome de sodium à gauche (noyau de 11 protons, 11 électrons, bilan de charge nul) devient, après le départ d'un électron, un ion sodium à droite (noyau de 11 protons inchangé, 10 électrons, bilan plus un). Dans le second, un atome de chlore à gauche (noyau de 17 protons, 17 électrons, bilan nul) devient, après l'arrivée d'un électron, un ion chlorure à droite (noyau de 17 protons inchangé, 18 électrons, bilan moins un). Un encadré final rappelle que le noyau ne change jamais et que le nombre d'électrons d'un ion vaut Z moins sa charge.

Domaine de validité. La relation $N_{\text{électrons}} = Z - q$ suppose que le noyau est intact : c'est le cas de toute transformation chimique. Les transformations nucléaires, elles, modifient le noyau — c'est une autre histoire, et un autre chapitre.

Ions usuels du cycle 4. Cations : $\mathrm{H^{+}}$ (hydrogène), $\mathrm{Li^{+}}$, $\mathrm{Na^{+}}$, $\mathrm{K^{+}}$, $\mathrm{NH_4^{+}}$ (ammonium), $\mathrm{Mg^{2+}}$, $\mathrm{Ca^{2+}}$, $\mathrm{Fe^{2+}}$ (fer II), $\mathrm{Cu^{2+}}$ (cuivre II), $\mathrm{Zn^{2+}}$ (zinc), $\mathrm{Fe^{3+}}$ (fer III), $\mathrm{Al^{3+}}$ (aluminium). Anions : $\mathrm{F^{-}}$ (fluorure), $\mathrm{Cl^{-}}$ (chlorure), $\mathrm{Br^{-}}$ (bromure), $\mathrm{I^{-}}$ (iodure), $\mathrm{HO^{-}}$ (hydroxyde), $\mathrm{NO_3^{-}}$ (nitrate), $\mathrm{O^{2-}}$ (oxyde), $\mathrm{S^{2-}}$ (sulfure), $\mathrm{SO_4^{2-}}$ (sulfate), $\mathrm{CO_3^{2-}}$ (carbonate).

Nommer un ion. Un cation monoatomique garde le nom de son élément : « ion sodium », « ion calcium ». Quand un élément forme plusieurs cations, un chiffre romain donne la charge : « ion fer II » pour $\mathrm{Fe^{2+}}$, « ion fer III » pour $\mathrm{Fe^{3+}}$. Un anion monoatomique prend le suffixe -ure, sauf $\mathrm{O^{2-}}$ : « ion chlorure », « ion sulfure », mais « ion oxyde ».

Remarque de niveau : chaque charge élémentaire vaut $1{,}602 \times 10^{-19}$ coulomb. Cette valeur ne sert pas en 3e — on se contente de compter les charges, sans unité — mais tu la retrouveras au lycée.

1. Croire qu'un cation a gagné des protons. C'est l'erreur la plus répandue, parce que « positif » évoque « en plus ». Or une réaction chimique ne touche jamais au noyau : $\mathrm{Al^{3+}}$ a toujours 13 protons, comme l'atome d'aluminium. Ce qui a changé, c'est qu'il lui manque 3 électrons. Test mental : si le nombre de protons changeait, ce ne serait plus le même élément chimique.
2. Inverser le signe. « $\mathrm{Cl^{-}}$ a perdu un électron » est faux. Le signe $-$ dit qu'il y a une charge négative en trop, donc un électron en plus : 18 électrons pour 17 protons. Lis le signe comme un bilan, pas comme une action.
3. Écrire $\mathrm{NaCl}$ comme une molécule. Le chlorure de sodium est un solide ionique : un empilement d'ions $\mathrm{Na^{+}}$ et $\mathrm{Cl^{-}}$, sans « molécule NaCl » individuelle. Sa formule donne une proportion (1 pour 1), pas la composition d'un objet isolé.
4. Confondre l'indice et l'exposant. Dans $\mathrm{SO_4^{2-}}$, le 4 en bas compte les atomes d'oxygène ; le 2 en haut compte les charges. Ce sont deux informations sans rapport : la première ne se déduit pas de la seconde.
5. Découper un ion polyatomique. $\mathrm{SO_4^{2-}}$ n'est pas « du soufre chargé $2-$ plus quatre oxygènes ». La charge est portée par le groupe entier, qui reste solidaire en solution.
6. Supposer qu'il y a autant d'ions des deux sortes. C'est faux dès que les charges diffèrent : il faut deux ions $\mathrm{Cl^{-}}$ pour un ion $\mathrm{Ca^{2+}}$. La bonne question n'est jamais « combien d'ions ? » mais « combien de charges ? ».
7. Croire qu'une solution ionique est chargée. Elle contient des ions positifs et négatifs, en quantités qui se compensent exactement : globalement, elle est neutre. Sinon, y tremper le doigt donnerait une décharge.
8. Inventer la charge d'un ion. En 3e, elle est donnée par l'énoncé ou fait partie des ions usuels listés plus haut. Justifier qu'un atome donne tel ion et pas tel autre demande la configuration électronique, vue en seconde.

Exercice type. Les questions 1 à 3 sont exactement celles que l'exercice te posera : un élément est tiré d'une table où le numéro atomique $Z$ est toujours fourni, puis l'énoncé demande le nombre d'électrons de l'ion, son nombre de protons, ou sa charge connaissant le nombre d'électrons. La question 4 prolonge vers un second exercice, qui travaille l'électroneutralité par dénombrement.

L'atome de fer a pour numéro atomique $Z = 26$. Il peut former deux ions : l'ion fer II, $\mathrm{Fe^{2+}}$, et l'ion fer III, $\mathrm{Fe^{3+}}$.

1. Combien de protons et combien d'électrons l'atome de fer neutre possède-t-il ?
2. Combien d'électrons l'ion $\mathrm{Fe^{3+}}$ possède-t-il ? Combien de protons ?
3. Un ion du fer possède 24 électrons. Quelle est sa charge, en nombre de charges élémentaires ? De quel ion s'agit-il ?
4. Un échantillon modélisé de chlorure de fer III, solide ionique constitué d'ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ et d'ions $\mathrm{Cl^{-}}$, contient 30 ions $\mathrm{Fe^{3+}}$. Combien d'ions $\mathrm{Cl^{-}}$ contient-il ?

Correction.

1. Le numéro atomique donne le nombre de protons : 26 protons. L'atome est neutre, donc il possède autant d'électrons que de protons : 26 électrons.

2. L'exposant $3+$ signifie trois charges positives de trop, obtenues par la perte de trois électrons :

L'ion $\mathrm{Fe^{3+}}$ possède donc 23 électrons. Son noyau, lui, n'a pas été touché : il contient toujours 26 protons.

3. Le noyau porte 26 charges positives, le cortège d'électrons 24 charges négatives :

La charge vaut $+2$ : c'est l'ion fer II, $\mathrm{Fe^{2+}}$.

4. Chaque ion $\mathrm{Fe^{3+}}$ porte 3 charges positives, soit au total

Le solide est électriquement neutre : il faut 90 charges négatives pour les compenser. Chaque ion $\mathrm{Cl^{-}}$ n'en porte qu'une :

L'échantillon contient 90 ions chlorure, soit trois fois plus d'ions chlorure que d'ions fer III — cohérent, puisque chaque ion chlorure apporte trois fois moins de charges.

Auto-contrôle : un cation a toujours moins d'électrons que $Z$, un anion en a toujours plus. Et le nombre de protons est le seul nombre qui ne bouge pas d'une question à l'autre.