Cours : Des ions aux molécules

Règles du duet et de l’octet

Origine des règles du duet et de l’octet

À retenir

Dans la nature, un atome seul est instable. Pour devenir stable, il se transforme en ion monoatomique ou s’associe avec d’autres atomes pour former une molécule.

Seuls les atomes de gaz rares, dits aussi gaz nobles, (hélium, néon, argon, krypton, xénon et radon) échappent à cette transformation car ils sont stables.

Pour expliquer leur stabilité, il faut s'intéresser à la structure électronique des gaz nobles.

Les gaz nobles se trouvent dans la dernière colonne de la classification périodique.

• Le premier, l’hélium $He$, a pour numéro atomique $Z=2$ ; sa structure électronique s’écrit : $(K)^{2}$.
• Le deuxième, le néon $Ne$, a pour numéro atomique $Z=10$ ; sa structure électronique s’écrit donc : $(K)^{2}(L)^{8}$.
• Le troisième, l’argon $Ar$, a pour numéro atomique $Z=18$ ; sa structure électronique s’écrit donc : $(K)^{2}(L)^{8}(M)^{8}$.
• Le quatrième, le krypton $Kr$, a pour numéro atomique $Z=36$ ; sa structure électronique s’écrit donc : $(K)^{2}(L)^{8}(M)^{18}(N)^{8}$.

Attention

La structure électronique des deux derniers gaz nobles, le xénon $Xe$ et le radon $Rn$, fait appel à une notion complexe : l’existence de sous-couches électroniques. Ils ont cependant eux aussi 8 électrons sur leur dernière couche.

À retenir

Excepté l’hélium, qui a deux électrons sur sa couche externe, tous les gaz nobles ont 8 électrons sur leur dernière couche. C’est cette structure électronique particulière qui explique leur stabilité.

Ainsi, la différence de stabilité entre les atomes de gaz nobles et les autres atomes est à l’origine de deux règles appelées règle du duet et règle de l’octet.

Énoncé des règles du duet et de l’octet

À retenir

Pour devenir stables, les atomes adoptent la même configuration électronique que le gaz noble le plus proche d’eux dans la classification périodique.

• Les atomes proches du gaz noble hélium chercheront à avoir deux électrons sur leur couche $K$.
• C’est la règle du duet. Cette règle est limitée et ne concerne que les atomes d’hydrogène $H$ et de lithium $Li$.
• Tous les autres atomes chercheront à avoir 8 électrons sur leur couche externe.
• C’est la règle de l’octet.

Pour suivre ces règles et avoir la même structure électronique que le gaz noble le plus proche de lui, un atome peut se transformer en ion monoatomique.

Formation des ions monoatomiques

À retenir

Pour avoir 2 électrons (dans les cas particuliers de l’hydrogène ou du lithium) ou 8 électrons sur sa dernière couche électronique, un atome va tendre à gagner ou à perdre un ou plusieurs électrons. Il devient un ion pour gagner en stabilité.

Astuce

• Un ion positif est un atome qui a perdu un ou plusieurs électrons
• Un ion négatif est un atome qui a gagné un ou plusieurs électrons.

Exemple

Si on applique la règle de l’octet à l’atome de fluor $F$ :

• son numéro atomique est $Z=9$, sa structure électronique est $(K)^{2}(L)^{7}$ ;
• il a 7 électrons sur sa couche externe et va acquérir la même structure électronique que le gaz noble le plus proche de lui. Ici, c’est le néon, de structure électronique $(K)^{2}(L)^{8}$ ;
• pour avoir 8 électrons sur sa couche externe, l’atome de fluor va chercher à gagner 1 électron. L’ion formé sera donc un ion négatif, avec une charge négative.
• L’ion fluor sera noté $F^{-}$.

Exemple

Si on applique la règle de l’octet à l’atome de soufre $S$ :

• son numéro atomique est $Z=16$, sa structure électronique est $(K)^{2}(L)^{8}(M)^{6}$ ;
• il a 6 électrons sur sa couche externe et va acquérir la même structure électronique que le gaz noble le plus proche de lui : l’argon, de structure électronique $(K)^{2}(L)^{8}(M)^{8}$ ;
• pour avoir 8 électrons sur sa couche externe, l’atome de soufre va chercher à gagner 2 électrons. L’ion formé sera donc un ion négatif avec deux charges négatives.
• L’ion soufre sera noté $S^{2-}$.

Exemple

Enfin, si on applique la règle de l’octet à l’atome d’aluminium $Al$ :

• son numéro atomique est $Z=13$, sa structure électronique est $(K)^{2}(L)^{8}(M)^{3}$ ;
• il a 3 électrons sur sa couche externe et va acquérir la même structure électronique que le gaz noble le plus proche de lui, c’est-à-dire le néon, de structure électronique $(K)^{2}(L)^{8}$ ;
• pour avoir 8 électrons sur sa couche externe, l’atome d’aluminium va chercher à perdre 3 électrons. L’ion formé sera donc un ion positif avec 3 charges positives.
• L’ion aluminium sera noté $Al^{3+}$.

Pour suivre les règles du duet et de l’octet, un atome peut aussi s’associer avec d’autres atomes. Pour comprendre cette association d’atomes, on utilise le modèle de Lewis.

Formation des molécules

Modèle de Lewis des atomes

Le modèle de Lewis représente l’atome et les électrons de sa dernière couche.

À retenir

On écrit le symbole chimique de l’atome et on représente, autour de l’atome, les électrons de sa couche externe par des points.

Pour que les règles de l’octet et du duet puissent s’appliquer, les électrons de la couche externe vont se répartir d’une manière bien définie.

• Quand la couche externe contient de 1 à 4 électrons, les électrons sont isolés les uns des autres, ils sont dits célibataires.
• À partir de 5 électrons sur la couche externe, les électrons forment des paires d’électrons jusqu’à saturation de la couche à 8 électrons, soit 4 paires d’électrons.

Seuls les électrons célibataires de la couche externe d’un atome sont disponibles pour s’associer avec les électrons d’un autre atome.

Ce schéma illustre la répartition des électrons sur la couche externe (2^e couche électronique $L$) des atomes de numéro atomique $Z$ allant de 3 à 10.

Formation d’une molécule

Définition

Molécule :

Une molécule est un ensemble d’atomes qui se sont associés pour suivre la règle de l’octet.

Pour s’associer, deux atomes apportent chacun un électron de leur couche externe pour former un doublet d’électrons.

Définition

Liaison covalente :

La liaison basée sur la mise en commun de deux électrons provenant de deux atomes différents est appelée liaison covalente ou doublet liant. Elle se représente par un tiret entre les symboles des deux atomes.

Une liaison covalente entre deux atomes peut être simple, double ou triple selon que les deux atomes reliés mettent en commun 1, 2 ou 3 électrons.

Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal :

• au nombre d’électrons manquants sur sa couche externe pour qu’il devienne stable, tout en respectant les règles du duet et de l’octet ;
• et au nombre d’électrons célibataires présents sur sa couche externe.

Les électrons de la couche externe d’un atome qui sont déjà associés entre eux par paires ne sont pas disponibles pour s’associer avec un autre atome.

Définition

Doublet non liant :

Les électrons de la couche externe d’un atome qui sont déjà associés entre eux par paires ne sont pas disponibles pour s’associer avec un autre atome. Les doublets d’électrons de la couche externe d’un atome qui ne sont pas impliqués dans une liaison covalente sont appelées doublets non liants.

Considérons les 4 atomes les plus courants : le carbone $C$, l’oxygène $O$, l’hydrogène $H$ et l’azote $N$.

• L’atome de carbone $C$
• Il possède 6 électrons (son numéro atomique est $Z=6$), sa structure électronique est : $(K)^{2}(L)^{4}$. Il a 4 électrons sur sa couche externe. Il lui manque 4 électrons pour acquérir une structure stable selon la règle de l’octet.
• Il peut donc établir 4 liaisons covalentes avec d’autres atomes :
• soit 4 liaisons simples,
• soit 2 liaisons simples et 1 liaison double,
• soit 2 liaisons doubles,
• soit 1 liaison simple et 1 liaison triple.

• L’atome d’oxygène $O$
• Il possède 8 électrons (son numéro atomique est $Z=8$), sa structure électronique est : $(K)^{2}(L)^{6}$. Il a 6 électrons sur sa couche externe. Il lui manque 2 électrons pour obtenir une structure stable selon la règle de l’octet.
• Il peut donc établir 2 liaisons covalentes avec d’autres atomes :
• soit 2 liaisons simples,
• soit 1 liaison double.

• L’atome d’hydrogène $H$
• Il ne possède qu’un seul électron (son numéro atomique est $Z=1$), sa structure électronique est : $(K)^{1}$. Il lui manque 1 électron pour obtenir une structure stable selon la règle du duet.
• Il ne peut former qu’une seule liaison covalente simple avec un autre atome.

• L’atome d’azote $N$
• Il possède 7 électrons (son numéro atomique est $Z=7$), sa structure électronique est : $(K)^{2}(L)^{5}$. Il a 5 électrons sur sa couche externe. Il lui manque 3 électrons pour obtenir une structure stable selon la règle de l’octet.
• Il peut donc établir 3 liaisons covalentes avec d’autres atomes :
• soit 3 liaisons simples,
• soit 1 liaison simple et 1 liaison double,
• soit 1 liaison triple.

Modèle de Lewis d’une molécule

À retenir

La représentation de Lewis d’une molécule représente ses doublets liants et non liants.
Les doublets liants sont représentés par un trait entre les symboles des atomes et les doublets non liants par un trait à côté du symbole de l’atome.

Représentation de Lewis de la molécule d’eau

La molécule d’eau est formée d’un atome d’oxygène $O$ et de deux atomes d’hydrogène $H$.

• L’atome d’hydrogène $H$ ne possède qu’un seul électron célibataire. Pour suivre la règle du duet, il va chercher à former une liaison covalente avec un autre atome.
• L’atome d’oxygène $O$ possède sur sa couche externe 2 doublets non liants et 2 électrons célibataires, soit 6 électrons au total. Pour suivre la règle de l’octet (et avoir 8 électrons sur la couche externe), il va chercher former 2 liaisons covalentes avec deux autres atomes.
• Dans la molécule d’eau, les 2 atomes d’hydrogène sont donc chacun liés à l’atome d’oxygène.

Représentation de Lewis la molécule de dioxyde de carbone

La molécule de dioxyde de carbone est formée d’un atome de carbone $C$ et de deux atomes d’oxygène $O$. Comme pour la molécule d’eau, chaque atome d’oxygène va chercher à former deux liaisons covalentes.

• L’atome de carbone possède sur sa couche externe 4 électrons célibataires. Pour suivre la règle de l’octet il va chercher à former 4 liaisons covalentes avec d’autres atomes.
• Dans la molécule de dioxyde de carbone, l’atome de carbone va donc former 2 liaisons covalentes doubles avec chacun des deux atomes d’oxygène.

• Les 2 atomes d’oxygène $O$ et l’atome de carbone $C$ symbolisés par les modèles de Lewis vont s’associer pour donner la molécule de dioxyde de carbone.

Représentation des molécules

Une même molécule peut être représentée de trois manières.

Formule brute

Une molécule est tout d’abord représentée par sa formule brute. La formule brute permet de connaitre la nature et le nombre d’atomes présents dans la molécule. Les atomes présents dans la molécule sont notés les uns à la suite des autres par leur symbole chimique avec en indice leur nombre.

Exemple

Par exemple, la molécule de propane contient 3 atomes de carbone $C$ et 8 atomes d’hydrogène $H$, sa formule brute est donc $C_{3}H_{8}$.

Formule développée

La formule développée d’une molécule indique toutes les liaisons entre les atomes de la molécule. Ces liaisons sont représentées par des tirets.

Voici la formule développée de la molécule de propane de formule brute $C_3H_8$ :

Formule semi-développée

La formule semi-développée d’une molécule est une simplification de la formule développée : elle n’indique pas les liaisons avec l’atome d’hydrogène.

Voici la formule semi-développée de la molécule de propane de formule brute $C_3H_8$ :

Isomérie

À retenir

Deux molécules isomères ont la même formule brute mais des formules développées différentes.

Exemple

La molécule de formule brute $C_4H_{10}$ contient 4 atomes de carbone et 10 atomes d’hydrogène. Il y a deux formules semi-développées possibles pour cette molécule.

• La première formule semi-développée possible est :

Formule semi-développée du butane

• Le nom de cette molécule est le butane.
• La deuxième formule semi-développée possible est :

Formule semi-développée du méthylpropane

• Le nom de cette molécule est le méthylpropane.

Le butane et le méthylpropane sont donc 2 molécules isomères.

Représentation spatiale des molécules

On peut représenter les molécules dans l’espace en représentant les atomes par des boules de couleur et de taille définies.

Le tableau ci-dessous indique les couleurs utilisées pour les atomes les plus courants :

À retenir

La position dans l’espace des atomes constituant la molécule varie en fonction :

• du nombre de doublets d’électrons liants (ou liaisons covalentes) dans la molécule,
• et du nombre de doublets d’électrons non liants propres à chaque atome.

Attention

Les doublets d’électrons non liants de la couche externe des atomes se repoussent (deux charges électriques de même signe se repoussent toujours).

Ainsi, il existe 4 structures géométriques possibles pour les molécules :

• structure plane et linéaire ;
• structure plane et coudée ;
• structure tétraédrique ;
• structure pyramidale.