Les gaz nobles $\rm (He, Ne, Ar)$ sont très stables et réagissent très rarement avec d’autres éléments.
Règle de stabilité : Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à obtenir la même configuration électronique en duet $\rm (1s^2)$ ou en octet $\rm (1s^2~ 2s^2~ 2p^6$ ou $\rm 1s^2 ~2s^2 ~2p^6 ~3s^2~ 3p^6)$ du gaz noble le plus proche.
Afin d’obtenir cette configuration électronique stable, les atomes forment des ions monoatomiques en gagnant ou en perdant un ou plusieurs électrons.
Exemple : L’atome de soufre $\rm S$ : $\rm 1s^22s^22p^63s^23p^4$ va gagner 2 électrons pour avoir une configuration électronique en $\rm 1s^2~ 2s^2~ 2p^6~ 3s^2~ 3p^6$ d’où une formule chimique en $\rm S^{2-}$. Les atomes d’une même colonne de la classification périodique forment des ions monoatomiques (constitués d’un seul atome) de même charge.
Exemple : Colonne 17 : $\rm F~ 1s^22s^22p^5$ et $\rm Cl ~1s^22s^22p^63s^23p^5$ vont gagner 1 électron pour avoir une configuration électronique en $\rm 1s^2 ~2s^2~ 2p^6~ 3s^2~ 3p^6$ et former les ions $\rm F^-$ et $\rm Cl^-$.
Quelques ions à connaître : ion hydrogène $\rm H^+$ ; ion sodium $\rm Na^+$ ; ion potassium $\rm K^+$ ; ion calcium $\rm Ca^{2+}$ ; ion magnésium $\rm Mg^{2+}$ ; ion chlorure $\rm Cl^-$ ; ion fluorure $\rm F^-$.
Afin d’obtenir cette configuration électronique stable, les atomes forment des molécules en se liant par des liaisons covalentes obtenues par la mise en commun de deux électrons (doublets liants). Chacun des atomes obtient ainsi la configuration électronique du gaz noble le plus proche.
Le schéma de Lewis d’un atome comporte : le symbole de l’atome, les électrons de valence sont regroupés en doublets liants ou doublets non liants représentés par un tiret.
Exemple : atome d’azote $\rm N~ 1s^22s^22p^3$, configuration électronique la plus proche $\rm 1s^22s^22p^6$ donc il manque 3 électrons d’où 3 doublets liants. 5 électrons de valence dont 3 forment des doublets liants donc $5 – 3 = 2$ soit 1 doublet non liant.
L’énergie de liaison d’une liaison covalente A-B correspond à l’énergie nécessaire pour rompre la liaison et reformer les atomes isolés A et B.
Sur un diagramme énergétique, plus l’énergie est grande, plus la liaison est stable.
