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Marianne

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Des ions aux molécules

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Règles du duet et de l’octet

  • 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.
  • 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.
  • 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.
  • 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 KK. C’est la règle du duet. Cette règle est limitée et ne concerne que les atomes d’hydrogène HH et de lithium LiLi.
  • 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.
  • 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.
  • 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

  • Le modèle de Lewis représente l’atome et les électrons de sa dernière couche.
  • On écrit le symbole chimique de l’atome et on représente autour de cet 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.
  • Une molécule est un ensemble d’atomes qui se sont associés pour suivre la règle de l’octet.
  • Pour s’associer, deux atomes vont chacun apporter un électron de leur couche externe pour former un doublet d’électrons.
  • Liaison covalente : la liaison basée sur la mise en commun de deux électrons provenant de deux atomes différents. Elle se représente par un tiret entre les symboles des deux atomes.
  • 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 paires d’électrons de la couche externe d’un atome sont appelées doublets non liants.
  • 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.
  • Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d’électrons célibataires présents sur sa couche externe.
  • La représentation de Lewis d’une molécule représente les doublets liants et non liants d’une molécule.
  • Les doublets liants se représentent par un trait entre les symboles des atomes et les doublets non liants se représentent par un trait à côté du symbole de cet atome.

Représentation des molécules

  • 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.
  • 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.
  • 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.
  • Isomérie
  • Deux molécules isomères ont la même formule brute mais des formules développées différentes.
  • On peut représenter les molécules dans l’espace en représentant les atomes par des boules de couleur et de taille définies.
  • 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.
  • 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.