Les ions

L'atome, un édifice électriquement neutre

Tu as rencontré l'atome en 4ᵉ : la plus petite brique de matière qui garde l'identité d'un élément chimique. Mais un atome n'est pas une bille pleine et uniforme. C'est un édifice organisé, et surtout, c'est un édifice qui cache des charges électriques en parfait équilibre.

Au centre se trouve le noyau, minuscule mais qui concentre presque toute la masse. Il contient deux sortes de particules : les protons, porteurs d'une charge électrique positive, et les neutrons, qui ne portent aucune charge — ils sont neutres, comme leur nom le suggère. Autour de ce noyau gravite un nuage d'électrons, des particules beaucoup plus légères, porteuses d'une charge électrique négative.

La charge d'un proton et celle d'un électron sont exactement opposées : l'une annule l'autre. On appelle leur valeur commune la charge élémentaire — c'est la plus petite charge que l'on rencontre dans la matière ordinaire, la « brique » à partir de laquelle toutes les autres charges sont construites. Tu en reverras la valeur précise au lycée ; pour l'instant, retiens qu'un proton porte une charge $+$ et un électron une charge $-$ de même intensité.

Exemple 1. L'atome de sodium possède 11 protons dans son noyau. Pour être neutre, il doit donc posséder exactement 11 électrons autour. Bilan des charges : 11 positives et 11 négatives, qui se compensent. Charge totale : nulle.

Exemple 2. L'atome de chlore possède 17 protons. Il possède donc 17 électrons. Là encore, 17 charges positives contre 17 charges négatives : l'ensemble est neutre.

Pourquoi l'équilibre tient

Le noyau est lourd et concentré ; les électrons sont légers et périphériques. Cette différence est capitale : on peut arracher ou ajouter un électron à un atome sans grande difficulté, alors que toucher au noyau demande une énergie colossale. Autrement dit, l'équilibre des charges d'un atome est réel, mais il est fragile du côté des électrons. C'est précisément cette fragilité qui va donner naissance aux ions.

Comment naît un ion

Reprends l'atome de sodium et ses 11 électrons en équilibre avec ses 11 protons. Imagine maintenant qu'il perde un électron. Le noyau, lui, n'a pas bougé : il a toujours ses 11 protons. Mais il ne reste plus que 10 électrons autour. L'équilibre est rompu : 11 charges positives contre seulement 10 négatives. Il reste une charge positive en excès. L'atome n'est plus neutre — il est devenu un ion.

Cette dernière phrase est essentielle. Si le noyau changeait — si le nombre de protons variait —, on n'aurait plus le même élément chimique. Toucher au noyau, c'est transformer du sodium en autre chose ; cela ne se produit pas dans la chimie ordinaire. Un ion garde donc l'identité de l'atome dont il est issu : l'ion sodium reste du sodium, simplement chargé.

Cations et anions

Selon que l'atome perd ou gagne des électrons, on obtient deux familles d'ions.

Exemple 1. L'atome de sodium perd 1 électron : il reste 11 protons et 10 électrons, soit une charge $+$. On obtient le cation sodium, noté ${\text{Na}}^{+}$.

Exemple 2. L'atome de chlore gagne 1 électron : il a maintenant 17 protons et 18 électrons, soit une charge $-$. On obtient l'anion chlorure, noté ${\text{Cl}}^{-}$.

Le piège de « perdre du négatif »

Voici le point le plus contre-intuitif du chapitre, et il mérite qu'on s'y arrête. Quand un atome perd un électron — donc qu'il perd une charge négative —, il devient positif. Et quand il gagne une charge négative, il devient négatif.

L'intuition courante voudrait que « perdre » rende « plus petit » ou « négatif ». C'est faux ici. Pense plutôt en termes de bilan. Tu as une balance avec autant de + que de −. Si tu retires un −, le plateau des + l'emporte : le résultat est positif. Si tu ajoutes un −, ce sont les − qui l'emportent : le résultat est négatif. Karim, lui, retient une phrase : « j'enlève du négatif, donc il me reste du positif ».

Écrire et lire la formule d'un ion

Un chimiste ne décrit pas un ion par une phrase : il utilise une formule, compacte et précise. La règle est simple et toujours la même : on écrit le symbole de l'élément, puis la charge en exposant à droite, c'est-à-dire en haut à droite du symbole.

Exemple 1. Le cation sodium s'écrit ${\text{Na}}^{+}$ (une charge positive, le « 1 » est sous-entendu). L'anion chlorure s'écrit ${\text{Cl}}^{-}$ (une charge négative).

Exemple 2. Le cation cuivre ${\text{Cu}}^{2+}$ porte deux charges positives : l'atome de cuivre a perdu 2 électrons. Le cation fer ${\text{Fe}}^{3+}$ a perdu 3 électrons. L'anion oxygène ${\text{O}}^{2-}$, lui, a gagné 2 électrons.

Lire le nombre de charges

Le petit nombre placé devant le signe te dit combien d'électrons ont été échangés. Dans ${\text{Cu}}^{2+}$, le « 2 » signifie 2 charges positives en excès, donc 2 électrons perdus. Dans ${\text{O}}^{2-}$, le « 2 » signifie 2 charges négatives en excès, donc 2 électrons gagnés. Le signe te dit le sens de l'échange (perte ou gain), le nombre te dit la quantité.

Ions monoatomiques et polyatomiques

Tous les ions ne sont pas faits d'un seul atome.

Les ions ${\text{Na}}^{+}$, ${\text{Cl}}^{-}$, ${\text{Cu}}^{2+}$, ${\text{O}}^{2-}$ sont monoatomiques : un symbole, une charge. Mais l'ion hydroxyde ${\text{OH}}^{-}$ réunit un atome d'oxygène et un atome d'hydrogène ; l'ion nitrate ${\text{NO}}_3^{-}$ réunit un azote et trois oxygènes ; l'ion sulfate ${\text{SO}}_4^{2-}$ réunit un soufre et quatre oxygènes. Dans ces formules, l'indice en bas (le « 3 » de ${\text{NO}}_3^{-}$, le « 4 » de ${\text{SO}}_4^{2-}$) compte les atomes, tandis que l'exposant en haut donne la charge du groupe entier. Ne confonds jamais ces deux nombres : l'un est en bas et compte des atomes, l'autre est en haut et compte des charges.

Les ions autour de nous : les solutions ioniques

Les ions ne vivent pas seuls dans un coin : on les rencontre surtout dissous dans l'eau, dans ce qu'on appelle des solutions ioniques. C'est exactement ce que Yasmine a détecté à Essaouira en faisant briller sa lampe.

Quand on dissout du sel de cuisine dans l'eau, le sel se sépare en ions : des cations sodium ${\text{Na}}^{+}$ et des anions chlorure ${\text{Cl}}^{-}$ se dispersent dans le liquide. Ce sont ces ions, libres de se déplacer, qui transportent le courant électrique. L'eau minérale que tu bois contient elle aussi des ions : des cations calcium ${\text{Ca}}^{2+}$, des cations magnésium ${\text{Mg}}^{2+}$, et d'autres encore — c'est même ce que l'étiquette de la bouteille indique.

Exemple 1. L'eau salée contient autant d'ions ${\text{Na}}^{+}$ (charge $+$) que d'ions ${\text{Cl}}^{-}$ (charge $-$). Les charges se compensent exactement : la solution est neutre, même si elle est pleine d'ions chargés.

Exemple 2. Le sérum physiologique, utilisé pour nettoyer le nez ou les yeux, est de l'eau contenant des ions ${\text{Na}}^{+}$ et ${\text{Cl}}^{-}$ en proportions égales. Là encore, neutralité globale.

Neutre ne veut pas dire « sans ions »

Une solution peut être bourrée d'ions et rester neutre. La neutralité ne se mesure pas ion par ion, mais sur le bilan global : tant que le total des charges positives égale le total des charges négatives, le liquide est neutre. C'est un raisonnement de compensation, le même que pour l'atome — sauf qu'ici on compte des ions entiers, pas des protons et des électrons.

Attention toutefois : la compensation se fait sur les charges, pas sur le nombre d'ions. Si une solution contient des ions ${\text{Ca}}^{2+}$ (2 charges chacun) et des ions ${\text{Cl}}^{-}$ (1 charge chacun), il faudra deux ions chlorure pour compenser un ion calcium. Tu verras ce comptage en détail au lycée.

Pièges classiques

1. Confondre l'ion et l'atome. Un atome est neutre ; un ion ne l'est pas. $\text{Na}$ et ${\text{Na}}^{+}$ ne sont pas la même chose : le premier a 11 électrons, le second 10. Écrire « l'atome ${\text{Na}}^{+}$ » est une contradiction — dès qu'il y a une charge, c'est un ion. Vérifie toujours la présence ou l'absence de l'exposant.

2. Placer la charge au mauvais endroit. La charge se note en exposant, en haut à droite. On écrit ${\text{Na}}^{+}$, jamais ${}^{+}\text{Na}$ ni ${\text{Na}}_{+}$. L'exposant (en haut) porte la charge ; l'indice (en bas) sert à compter des atomes dans un ion polyatomique. Inverser les deux change complètement le sens.

3. Croire que perdre des électrons donne une charge négative. C'est l'erreur reine du chapitre. Perdre un électron, c'est perdre du négatif : il reste un excès de positif, donc un cation. On gagne du négatif → on devient négatif (anion). Raisonne toujours par bilan de charges, pas par « perdre = moins ».

4. Croire que le noyau change quand un ion se forme. Le noyau reste rigoureusement identique : un ion garde le même nombre de protons que l'atome de départ, donc le même élément. Seuls les électrons sont gagnés ou perdus. Si tu changes le noyau, tu changes d'élément — et ce n'est plus le sujet de ce chapitre.

5. Croire qu'une solution ionique n'est pas neutre. Une solution pleine d'ions chargés reste globalement neutre : autant de charges + que de −. « Contenir des charges » et « être chargé globalement » sont deux choses distinctes. Le bilan, lui, est toujours nul.

6. Confondre le nombre de charges et le nombre d'atomes. Dans ${\text{SO}}_4^{2-}$, le « 4 » en bas compte les atomes d'oxygène ; le « 2 » en haut compte les charges. Dans ${\text{Cu}}^{2+}$, le « 2 » est une charge, pas un nombre d'atomes de cuivre. Position haute = charge ; position basse = atomes.

Application concrète

Yasmine passe la journée à la plage d'Essaouira. Le matin, elle se baigne dans la mer ; le soir, une fois rentrée, elle utilise une dosette de sérum physiologique pour rincer ses yeux irrités par le sel. Elle veut comprendre, en chimiste, ce qui se passe dans ces deux liquides.

Étape 1 — Identifier les ions de l'eau de mer. Yasmine sait que l'eau de mer est salée : elle contient surtout du sel dissous, c'est-à-dire des cations sodium ${\text{Na}}^{+}$ et des anions chlorure ${\text{Cl}}^{-}$. Le premier est un cation (charge $+$, il a perdu 1 électron), le second un anion (charge $-$, il a gagné 1 électron). Tous deux sont monoatomiques : un seul atome chacun.

Étape 2 — Vérifier la neutralité de l'eau de mer. Chaque ${\text{Na}}^{+}$ apporte 1 charge positive, chaque ${\text{Cl}}^{-}$ apporte 1 charge négative. Comme ils proviennent du même sel dissous en proportions égales, il y a autant de ${\text{Na}}^{+}$ que de ${\text{Cl}}^{-}$. Bilan : autant de $+$ que de $-$. L'eau de mer est donc électriquement neutre, bien qu'elle soit remplie d'ions — et c'est pour cela que la lampe de l'expérience d'introduction pouvait s'allumer sans que le liquide soit « chargé ».

Étape 3 — Comparer avec le sérum physiologique. Le soir, Yasmine lit la composition de sa dosette : « eau, chlorure de sodium ». C'est donc, comme l'eau de mer, une solution de ${\text{Na}}^{+}$ et ${\text{Cl}}^{-}$ — simplement beaucoup moins concentrée et parfaitement dosée pour être douce pour l'œil. Mêmes ions, même neutralité globale : autant de ${\text{Na}}^{+}$ que de ${\text{Cl}}^{-}$.

Étape 4 — Démêler une affirmation de Karim. Karim, qui l'accompagne, affirme : « puisque le sérum contient des ions chargés, il est forcément chargé électriquement, c'est dangereux pour l'œil ». Yasmine corrige : contenir des ions n'est pas être chargé. Le sérum contient autant de charges $+$ que de charges $-$ ; son bilan est nul, il est neutre. L'erreur de Karim est exactement le piège n° 5.

Conclusion. Deux liquides, mêmes ions ${\text{Na}}^{+}$ et ${\text{Cl}}^{-}$, même neutralité globale assurée par la compensation des charges. Yasmine a relié l'expérience d'introduction (la lampe qui s'allume) à la composition réelle des liquides du quotidien. Au lycée, tu apprendras à compter précisément ces ions pour équilibrer des solutions où les charges ne valent pas toutes $1$, comme avec le calcium ${\text{Ca}}^{2+}$.

À retenir