|
De l'ATOME aux EDIFICES CHIMIQUES
I-Règles du duet et de l'Octet a-L'inertie chimique des "gaz nobles" -Les gaz monoatomiques hélium He, néon Ne, krypton Kr et xenon Xe ne réagissent pas avec les autres éléments chimiques, sauf à quelques rares exception: ils sont chimiquement "inertes". -Ce manque réactivités des gaz nobles est dû à la configuration électroinique de leur couche externe qui leur donne une stabilité exceptionnelle. Leur inertie chimique est donc directement liée au nombre spécifique d'électrons de la couche externe. -2 électrons ou un duet d'électrons pour l'atome d'Helium. -8 électrons ou un octet d'électrons pour les autres atomes de gaz nobles. b-Règles du duet et de l'octet A l'inverse des atomes des gaz nobles, les autres atomes formes des ions ou des molécules en acquérant une couche électronique externe saturée, comparable à celle des gaz nobles. Au cours de réactions chimiques, la couche externe des atomes autres que ceux des gaz nobles évolue afin d'acquérir: -un duet pour les atomes dont le numéro atomique est proche de celui de l'Helium Z=2 -un octet pour un très grand nombre des autres atomes En d'autres termes les atomes qui n'ont pas la structutre stable en duet ou en octet captent, cèdent ou mettent en commun des électrons pour l'acquérir
II-Les ions monoatomiques a-Formation des ions monoatomiques -Le sodium Na et le dichlore Cl2 réagissent vivement ensemble: il se forme des cristaux blancs de Chlorure de Sodium NaCl. -L'atome de Sodium de configuration électronique (K)2(L)8(M)1, perd un électron de sa couche externe et se transforme en ion sodium Na+, de con figuration électronique (K)2(L)8 identique à celle du néon Ne. -L'atome de Chlore Cl, de configuration électronique (K)2(L)8(M)7, gagne un électron dans sa couche externe et se transforme en ion chlorure Cl-, de configuration électronique (K)2(L)8(M)8, identique à celle de l'argon Ar. Un atome, perdant ou gagnant un ou plusieurs électrons externes en respectant les règles du duet ou de l'octet, forme un ion monoatomique
b-cation et anion monoatomique -Un atome, possédant 4 électrons externes ou moins, a tendance à perdre un ou plusieurs électrons externes pour former un ion monoatomique positif appelé cation. -un atome, possédant 5, 6 ou 7 électrons externes, a tendance à gagner un ou plusieurs électrons externes pour former un ion monoatomique négatif appelé anion. III-Modélisation des molécules a-La liaison covalente simple -Lors de la formation des molécules , les atomes mettent en commun en certain nombre d'électrons périphériques afin de respecter les règles du duet ou de l'octet Deux atomes liés par une liaison covalente simple mettent en commun un électron périphérique chacun. les deux électrons mis en commun sont localisés entre les deux atomes. En formant des liaison covalentes , chaque atome acquiert une structure en duet ou en octet. b-Doublets liants et non liants -Lors de la formation des molécules , les atomes mettent en commun en certain nombre d'électrons périphériques afin de respecter les règles du duet ou de l'octet Dans une molécule, tous les électrons périphériques des atomes sont groupés par paires et constituent des doublets d'électrons périphériques. Une liaison covalente simple entre deux atomes A et B résulte de la mise en commun de 2 électrons externes provenant normalement de chaque atome. Il se forme un doublet liant représenté par un tiret entre les deux atomes. Les électrons externes , ne participant pas aux liaisons covalentes , restent attachés à l'atome concerné et forment alors des doublets non liants. Ils n'appartiennent qu'à un seul atome. Chaque doublet non liant est représenté par un tiret à proximité de l'atome concerné
c-Représentation de Lewis
Méthode Rendre compte des charges des ions monoatomiques -Ecrire la configuration électronique de chaque atome afin de bien mettre en évidence le le nombre d'électrons de la couche externe. -Noter le nombre des électrons externes. -Si cet atome possède: *4 électrons externes au moins, il a tendance à perdre un ou plusieurs électrons externes pour former un cation *5,6, ou 7 électrons externes, il a tendance à gagner un ou plusieurs électrons externes pour former un anion Donner une représentation de Lewis. -Donner la configuration électronique des différents atomes constituant la molécule. -Calculer le nombre des électrons externes de chaque atome. -Calculer le nombre total des électrons externes de tous les atomes constituant la molécule:nélectrons. -Calculer le nombre de doublets en divisant ce dernier nombre par 2: ndoublets. -Répartir ce nombre de doublets en doublets liants et non liants afin de vérifier les règles du duet et de l'octet. -Vérification des règles du duet et de l'octet. Par convention, les deux électrons d'un doublet liant, mis en commun dans une liaison covalente simple, sont comptés comme appartenant à chacun des deux atomes liés. Représenter des formules développées et semi-développées. -La formule développée d'une molécule s'obtient en supprimant les doublets non liants de la représentation de Lewis. -La formule semi-développées d'une molécule s'obtient en supprimant les doublets liants des atomes d'Hydrogène et un maximum de doublets liants pour les autres atomes, quand cela ne prête pas à confusion
En pratique, dans une molécule: -C partage toujours quatre doublets liants avec ses voisins, -N partage trois doublets liants et possède un doublet non liant, -O partage deux doublets liants et possède deux doublet non liants, -F, Cl, Br, I partagent un doublet liant et possède trois doublets non liants, -H partage un doublet liant
d-Liaisons multiples Il arrive que certains atomes mettent en commun deux ou trois doublets d'électrons. -s'ils mettent en commun deux doublets d'électrons, la liaison covalente est double. Elle est représentée par deux traits entre les symboles des deux atomes. ex O2 -s'ils mettent en commun trois doublets d'électrons, la liaison covalente est triple. Elle est représentée par trois traits entre les symboles des deux atomes. ex N2 Télécharger De l'Atome aux Edifices chimiques en format Word
| ||
 |
| |