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2ndeχ Chapitre 3 : De l"atome aux édifices chimiques Partie II : Constitution de la matière

1. Les règles du duet et de l"octet

A. Remarques

a. Transformations subies par les atomes

? Lorsque les atomes subissent des transformations (transformation en ion monoatomique ou lorsque qu"ils

établissent des liaisons avec d"autres atomes), ils le font de façon à saturer leur couche externe.

b. Atomes chimiquement stables

? Les atomes dont la couche externe est déjà saturée (gaz rares ou nobles) ne donneront donc pas d"ion

monoatomique et n"auront pas tendance à établir de liaison avec d"autres atomes. Ils sont dits "chimiquement

stables". On dit aussi qu"ils présentent une grande inertie chimique.

B. Règle du duet

leur couche (K). Ils acquièrent un "duet" d"électrons, c"est-à-dire une paire d"électrons.

C. Règle de l"octet

? Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes caractérisés par Z > 4 évoluent de manière à saturer

leur couche externe (L) ou (M), etc.... Ils acquièrent un "octet" d"électrons, c"est-à-dire 8 électrons ou 4 paires

d"électrons.

Remarque

: Il existe des exceptions à la règle de l"octet. Ces exceptions ne sont pas étudiées dans le cadre du cours de seconde.

D. Prévoir la charge des ions monoatomiques

En appliquant ces règles on peut prévoir la charge de la plupart des ions monoatomiques :

- Lorsqu"ils forment des ions, certains atomes gagnent ou perdent un ou plusieurs électrons afin de posséder

2 électrons (respect de la règle du DUET) ou 8 électrons (respect de la règle de l"OCTET) sur leur couche

électronique externe.

- Exemples : Atome Z Structure électronique de l"atome Structure de l"ion Symbole de l"ion Li 3 (K)2 (L)1 (K)2 DUET Li+

O 8 (K)2 (L)6 (K)2 (L)8 OCTET O2-

Ne 10 (K)2 (L)8 OCTET Pas d"ion Na 11 (K)2 (L)8 (M) 1 (K)2 (L)8 OCTET Na+ Mg 12 (K)2 (L)8 (M) 2 (K)2 (L)8 OCTET Mg2+ Cl 17 (K)2 (L)8 (M) 7 (K)2 (L)8 (M)8 OCTET Cl- ▪ Exercices : 1, 2, 3, 11, 13, 14 p. 76 2

2. La formation des molécules

A. Les molécules

Une molécule est une entité chimique électriquement neutre. Elle est formée d"un nombre limité d"atomes liés entre eux par des liaisons de covalence.

Le nombre d"atomes d"une molécule est son

atomicité.

Dans la formule d"une molécule, les symboles des éléments présents dans la molécule sont écrits côte à côte

avec, en indice, en bas à droite, le nombre d"atomes de chaque élément.

L"indice 1 n"est jamais spécifié.

La nature et le nombre des atomes présents dans une molécule sont donnés par sa formule brute.

Exemple

: la formule brute de la molécule d"eau est H2O et la formule brute de la molécule de saccharose est

C12H22O11 , donner l"atomicité de chaque molécule : eau → 3 et saccharose → 45.

B. La liaison covalente

a. Définition

? Une liaison covalente entre deux atomes correspond à la mise en commun entre ces deux atomes de deux

électrons de leurs couches externes pour former un doublet d"électrons appelé doublet liant.

Le doublet liant, mis en commun entre les deux atomes, est considéré comme appartenant à chacun des atomes liés.

b. Nombre de liaisons covalentes établies par un atome

? Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d"électrons qu"il doit acquérir

pour saturer sa couche externe à un octet d"électrons (ou un duet pour l"atome d"hydrogène).

c. Exemples de calcul du nombre de liaisons pour des atomes fréquemment rencontrés

Atome Structure électronique Nombre d"électrons périphériques : p Nombre de liaisons : nl

nl = 8 - p (ou nl = 2 - p) Valence

Hydrogène

H (Z = 1) (K)1 p = 1 nl = 2 - 1 = 1 monovalent

Chlore Cl

(Z = 17) (K)2 (L)8 (M)7 p = 7 nl = 8 - 7 = 1 monovalent

Oxygène O

(Z = 8) (K)2 (L)6 p = 6 nl = 8 - 6 = 2 divalent

Azote N

(Z = 7) (K)2 (L)5 p = 5 nl = 8 - 5 = 3 trivalent

Carbone C

(Z = 6) (K)2 (L)4 p = 4 nl = 8 - 4 = 4 tétravalent

C. Représentation de Lewis des molécules.

a. Doublets liants

? Les doublets liants ont été définis précédemment comme les doublets mis en commun entre deux atomes.

Ce sont eux qui assurent les liaisons entre les atomes. b. Doublets non liants

? Les doublets non liants sont les paires d"électrons qui ne servent pas de liaisons entre deux atomes.

3 c. Représentation de Lewis des molécules

? La représentation de Lewis d"une molécule fait apparaître tous les atomes de la molécule ainsi que tous les

doublets liants et non-liants le cas échéant.

? Dans la représentation de Lewis, la règle du "duet" doit être satisfaite pour chaque atome d"hydrogène et la

règle de "l"octet" doit être satisfaite pour tous les autres atomes. ? Dans la représentation de Lewis d"une molécule :

o le symbole de l"élément représente le noyau de l"atome et les couches électroniques internes ;

o chaque doublet d"électrons externes est figuré par un tiret ; o on distingue les doublets liants et les doublets non liants : ▪ un doublet liant est représenté par un tiret entre les symboles de 2 atomes ;

▪ un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d"un atome auquel il

appartient. d. Méthode permettant d"établir la représentation de Lewis d"une molécule Application avec la molécule de dioxyde de carbone.

Écrire la formule brute

CO2 Écrire la répartition électronique de chaque atome. C : (K)2 (L)4 et O : (K)2 (L)6

Déterminer le nombre p d"électrons externes des atomes mis en jeu. p (C) = 4 et p (O) = 6

Déterminer le nombre nl de liaisons covalentes que doit établir l"atome pour acquérir une structure en OCTET ou en DUET. nl (C) = 8 - 4 = 4 et nl (O) = 8 - 6 = 2 Calculer le nombre total nt d"électrons externes que possède la molécule. nt = (1 × 4) + (2 × 6) = 16

Calculer le nombre nd de doublets externes. 82

16nd==

Répartir les doublets de la molécule en doublets liants et non liants en respectant la règle de l"OCTET ou du DUET. Les valeurs doivent être respectées pour chaque atome.

L"atome de carbone participe à 4 liaisons et

l"atome d"oxygène à 2 liaisons. ▪ Exercices : 4, 5, 15 p. 76 et 17, 20 p. 77

3. Géométrie des molécules

A. Disposition spatiale des doublets

Répulsion des doublets d"électrons : les doublets externes, liants ou non liants, d"un même atome se repoussent et s"éloignent au maximum. Cas de quatre doublets : pour minimiser leurs répulsions mutuelles, quatre doublets adoptent une disposition tétraédrique.

Exemples

: les molécules de méthane, d"ammoniac et d"eau.

Méthane

Molécule tétraédrique

Ammoniac

Molécule pyramidale

Eau

Molécule coudée

Atome central

Doublet d"électrons

O C O

4

B. Représentation en perspective de Cram.

Certaines molécules à géométrie spatiale (3 dimensions) sont difficiles à représenter dans le plan de la feuille (2

dimensions). On utilise alors un mode de représentation dit représentation de Cram dont les conventions sont les

suivantes :

Les liaisons situées

dans le plan de la feuille sont dessinées en traits pleins.

Les liaisons situées

en avant du plan de la feuille sont dessinées en traits

épaissis.

Les liaisons situées

en arrière du plan de la feuille sont dessinées en traits pointillés.

Exemple

: cas du carbone dans la molécule de méthane. ▪ Exercices : 8 p. 76 et 26, 29 p. 78

4. Isomérie

A. Les formules d"une molécule

Suivant les besoins, les chimistes disposent de plusieurs formules pour un corps donné (on prendra pour exemple

une molécule possédant 2 atomes de carbone, 6 atomes d"hydrogène et 1 atome d"oxygène). ? (a) formule brute : elle indique la nature et le nombre des atomes présents dans le composé. ? (b) formule développée plane : elle fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons entre les atomes du composé. Les angles entre les liaisons sont en général de 90° (ou de

120° dans certains cas).

? (c) formule semi-développée plane : elle fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons entre ces atomes à l"exception des liaisons avec les atomes d"hydrogène.

B. Isomères et isomérie

? Des isomères sont des composés qui ont la même formule brute mais des formules développées différentes.

? Les isomères ont des propriétés physiques et chimiques différentes et constituent des espèces chimiques

distinctes.

Exemple

: la formule brute C2H6O présente une isomérie, on peut écrire les formules semi-développées de deux

composés isomères.

CH3CH2

OHCH3OCH3

é t h a n o lo x y d e d e d im é t h y le ▪ Exercices : 6 p. 76 et 22, 24, 25 p. 77 et 34 p. 78 ▪ TP n° 7 : modèles moléculaires. CH HHH liaison dans le plan liaison vers l"arrière liaison vers l"avant CCH H H H H OH CH3CH 2 OH (a)C2H6O (b) (c)quotesdbs_dbs26.pdfusesText_32

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