Règles de l'octet et du « duet »

Stabilité chimiques des gaz rares

Une entité chimique est particulièrement stable si sa couche électronique externe est saturée (pleine).

Les gaz rares (He, Ne, Ar, $$\mathrm{Kr}, \mathrm{Xe}, \mathrm{Rn}$$ ) sont les seuls éléments chimiques qui existent à l'état naturel sous forme de gaz monoatomique. Ils sont chimiquement inertes et particulièrement stables.

تطبيق

Donner la structure électronique des atomes suivants :$${ }_{2} \mathrm{He},{ }_{10} \mathrm{Ne}{ }_{{ }_{18}} \mathrm{Ar}$$

  Doc.6 - les ballons remplis d'hélium qui s'envolent. L'hélium est un gaz plus léger que l'air et ne présente aucun danger d'inflammation.

Énoncé des règles

Règle du «duet »

 Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique inférieur ou égal à 4 ($$Z \leq 4$$) évoluent de manière à avoir 2 électrons sur leur couche externe. 

Règle de l'octet

Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomiques supérieur ou égal à $$5(Z \geq 5)$$ évoluent de manière à avoir 8 électrons sur leur couche externe.

NB : il existe des composés stables qui ne satisfont pas la règle du " duet " ou de l'octet.

image/svg+xml Remarque

Afin de satisfaire la règle du " duet » ou de l'octet, les atomes évoluent de 3 façons différentes :

Perdre des électrons et se transformer en cations.

Gagner des électrons et se transformer en anions.

Mettre en commun des électrons avec d'autres atomes pour former des molécules

Applications aux ions monoatomiques

Les cations et les anions monoatomiques formés pour satisfaire la règle de l'octet ou du « duet » sont plus stables que l'atome correspondant.

تطبيق

L'atome de sodium $$\mathrm{Na}(Z=11)$$ conduit par perte d'un électron, au cation stable $$\mathrm{Na}^{+}$$, comportant 11-1 =10 électrons. Sa structure électronique $$(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{~L})^{8}$$ est la même que celle du Néon.

La liaison covalente

Les molécules sont des assemblages d'atomes liés par des liaisons covalentes. Pour former des liaisons covalentes, deux atomes$$A$$ et $$B$$ mettent en commun des électrons en les associant par paires ou doublets. Ces doublets d'électrons, localisés entre les deux atomes liés, sont des doublets liants. Ils sont représentés par un tiret (-) reliant les deux atomes : A-B. ce partage d'électrons stabilise chacun des atomes $$\mathrm{A}$$ et $$\mathrm{B}$$

Doc.7 - mise en commun d'électrons pour former une liaison.

Doc.8 - la molécule de $$\mathrm{HCl}$$ selon le modèle du nuage électronique

Représentation de Lewis

Doublets non liants

Les électrons de couche externe des atomes ne sont pas forcément tous impliqués dans des liaisons covalentes. Ceux qui ne participent pas à la liaison s'assemblent par paires localisées sur les atomes appelés doublets non-liants, ils sont symbolisés par des tirets placés sur l'atome

مثال

$$\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}$$ : sur les six électrons de couche externe de l'oxygène, deux sont impliquées dans des liaisons covalentes. Les quatre autres s'assemblent deux à deux : l'oxygène porte 2 doublets non-liants dans la molécule d'eau.

$$\mathrm{CH}_{4}$$ : dans la molécule de méthane, 8 électrons sont apportés par l'ensemble des couches externes des atomes :

4 sont apportés par les quatre atomes d'hydrogène de structure électronique $$(\mathrm{K})^{1} .$$;

4 sont apportés par l'atome de carbone de structure électronique $$(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{~L})^{4}$$

Ces 8 électrons constituent 4 doublets liants

               Doc.9- la représentation de Lewis de la molécule d'eau

Doc. 10 -représentation deLewis de $$\mathrm{HCl}$$

Liaisons multiples

Afin de satisfaire la règle de l'octet, certains atomes sont liés entre eux par plus d'un double liant. Ce type de liaison s'appelle une liaison multiple

Doc.10 -représentation de Lewis de la molécule de méthane

مثال

L'éthène $$\mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{4}$$ : les deux atomes de carbones sont liés par deux doublets liants. La liaison ainsi formée s'appelle liaison double

$$\mathrm{IN}\equiv \mathrm{NI}\text { diazote }$$

$$\text { dioxygène }$$

Méthode d'écriture d'une représentation de Lewis

Pour écrire la représentation de Lewis d'une molécule à partir de sa formule brute, on procède comme suit :

Faire la somme des nombres d'électrons $\mathrm{N}$ de la couche externe de chacun des atomes après avoir écrit la structure électronique ;

Diviser $$\mathrm{N}$$ par deux pour obtenir le nombre de doublets de la molécule ;

 Répartir ces doublets autour des atomes :

 Avec des doublets liants autour des atomes,

 Avec des doublets non-liants appartenant à un seul atome.

Vérifier que chaque atome respecte la règle de l'octet en s'entourant de quatre doublets ( les atomes d'hydrogène doivent respecter la règle du « duet » et ne partager qu'un seul doublet)

Dioxyde de carbone

Doc.11 Exemples de molécules possédant des liaisons doubles ou triples

Notion d'isomérie

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