Couverture

Physique-Chimie 2de

Feuilleter la version papier




















Chargement de l'audio en cours
Cacher

Cacher la barre d'outils

Plus

Plus


Chapitre 6


Cours




2
Le modèle de Lewis


B
Formule de Lewis et stabilité des molécules

En s’associant entre eux pour former des molécules, les atomes vont chercher à acquérir une plus grande stabilité.

Chaque atome respectera donc soit la règle du duet, soit la règle de l’octet. Les formules de Lewis des molécules permettent de vérifier le respect de ces règles en comptabilisant les électrons des liaisons covalentes et des doublets non liants pour chaque atome de la molécule.

Exemple : formule de Lewis de la molécule d'eau.

Formule de Lewis et stabilité des molécules



A
Liaison covalente et doublets non liants

Dans les molécules, les atomes mettent en commun des électrons afin de gagner en stabilité.

La liaison covalente est une mise en commun de deux électrons de valence entre deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés :

Liaison covalente et doublets non liants


L’énergie de liaison représente l’énergie requise pour rompre cette liaison.

Les électrons de valence d’un atome qui ne participent pas aux liaisons covalentes sont répartis en doublets d’électrons appelés doublets non liants. Chaque doublet non liant est représenté par un tiret placé sur l’atome considéré :

Liaison covalente et doublets non liants

Supplément numérique

Retrouvez l'explication de la formule de Lewis et des liaisons covalentes en vidéo.

Pas de malentendu

Le modèle de Lewis ne s’intéresse qu’aux électrons de la couche de valence (ou couche externe). Eux seuls peuvent donner lieu à des liaisons covalentes ou à la présence de doublets non liants.

Supplément numérique



Dans la nature, les atomes ont tendance à s’associer pour former des molécules, des composés ioniques ou bien encore des métaux. Voici le mode d’emploi en quatre étapes pour recréer l’Univers !

Éviter les erreurs

Il faut comptabiliser tous les électrons des liaisons dans lesquelles chaque atome est impliqué :
Les électrons des liaisons dans lesquelles chaque atome est impliqué


Vocabulaire

  • Énergie de liaison : énergie requise pour rompre toutes les liaisons covalentes d’une mole de la molécule considérée. Elle se mesure donc en J·mol-1.

1
En quête de stabilité


Doc. 3
Le lithium

Le lithium


Le lithium existe aussi sous forme atomique Li\text {Li}, mais il cède si facilement un électron qu’il réagit violemment avec de nombreux composés, comme l’eau.

Pas de malentendu

On peut justifier la charge des ions monoatomiques avec la règle du duet ou de l’octet en indiquant qu’ils prennent la configuration électronique du gaz noble le plus proche !

B
Des règles de stabilité

Dans les entités (ions, molécules) qu'ils forment, les atomes ont tendance à adopter la configuration électronique externe du gaz noble le plus proche.

On peut définir deux règles :

  • la règle du duet : les atomes dont le numéro atomique est proche de celui de l'hélium Z=Z = 2 ont tendance à adopter sa configuration à deux électrons (1s2) ;

  • la règle de l’octet : les autres atomes ont tendance à adopter la configuration électronique externe de l’atome dit gaz noble le plus proche avec huit électrons (ns2np6).

Doc. 1
Extrait de la classification périodique

Extrait de la classification périodique
La colonne 18 correspond à la famille des gaz nobles avec l’hélium He\mathrm{He}, le néon  Ne \text { Ne } et l’argon  Ar \text { Ar } pour les trois premiers gaz.

Vocabulaire

  • Anion : un ion portant une ou plusieurs charges négatives.
  • Cation : un ion portant une ou plusieurs charges positives.
  • Ion monoatomique : un atome ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

Application

Établir la configuration électronique des atomes de  Li \text { Li } puis celle de l'ion Li+\mathrm{Li}^{+}.
Comparer la configuration électronique de l'ion monoatomique établie à celle du gaz noble le plus proche et conclure.

Corrigé :
L’atome de lithium a la configuration électronique suivante : 1s22s1. En perdant un électron, cet atome va donner le cation lithium (I) Li+\mathrm{Li}^{+} de configuration électronique 1s2. On dit que Li+\mathrm{Li}^{+} est isoélectronique de He\mathrm{He}. La règle du duet est vérifiée.

C
Et pour les ions monoatomiques ?

Pour un atome donné, certains ions semblent être privilégiés : par exemple Na+\mathrm{Na}^{+} et non Na2+\mathrm{Na}^{2+}, Mg2+\mathrm{Mg}^{2+} et non Mg+\mathrm{Mg}^{+}, Cl\mathrm{Cl}^{-} et non Cl+\mathrm{Cl}^{+}.

Les règles du duet et de l’octet permettent de justifier l'existence de ces ions.

➜ Doc. 3 activité 2, p.109
pour retrouver la liste des ions monoatomiques à connaître.

Supplément numérique

Retrouvez prochainement une vidéo : les règles de la stabilité.

Doc. 2
Des jardins chimiques ?

Au début du XXe siècle, Stéphane Leduc a étudié les combinaisons entre des sels métalliques et des solutions à base de carbonate, de phosphate ou de silicate de sodium.
Il pensait avoir recréé la vie…

Consultez la vidéo explicative sur les jardins chimiques !

Éviter les erreurs

On parle parfois de gaz rares ou de gaz inertes mais ces appellations ont été remplacées par celle de gaz nobles.

A
Les gaz nobles, des espèces chimiques particulièrement stables

Dans la nature, les atomes ont tendance à s’associer pour former des molécules. Seuls les atomes de gaz nobles (He(\mathrm{He}, Ne\mathrm{Ne}, Ar\mathrm{Ar}, Kr\mathrm{Kr}, etc.)) présentent une grande inertie chimique : ce sont des gaz monoatomiques dans les conditions ordinaires de température et de pression.
Cette particularité est liée à la configuration électronique de la couche externe des atomes correspondants :
  • He\mathrm{He} : 1s2 ;
  • Ne\mathrm{Ne} : 1s22s22p6 ;
  • Ar\mathrm{Ar} : 1s22s22p63s23p6.


À l’exception de l’atome d’hélium qui possède deux électrons sur sa couche externe, les autres atomes de gaz nobles ont tous huit électrons sur leur couche externe.

La grande stabilité des gaz nobles est donc liée au nombre particulier d’électrons qu’ils possèdent sur leur couche externe :

  • soit deux électrons ou un duet d’électrons pour l’atome He\mathrm{He} ;
  • soit huit électrons ou un octet d’électrons pour les autres atomes (Ne\mathrm{Ne}, Ar\mathrm{Ar}).


Remarque : Leur couche externe est parfois dite saturée car elle ne peut recevoir plus d’électrons.
Connectez-vous pour ajouter des favoris

Pour pouvoir ajouter ou retrouver des favoris, nous devons les lier à votre compte.Et c’est gratuit !

Livre du professeur

Pour pouvoir consulter le livre du professeur, vous devez être connecté avec un compte professeur et avoir validé votre adresse email académique.

Votre avis nous intéresse !
Recommanderiez-vous notre site web à un(e) collègue ?

Peu probable
Très probable

Cliquez sur le score que vous voulez donner.

Dites-nous qui vous êtes !

Pour assurer la meilleure qualité de service, nous avons besoin de vous connaître !
Cliquez sur l'un des choix ci-dessus qui vous correspond le mieux.

Nous envoyer un message




Nous contacter?