42. La règle de l`octet

Fiche 42
LA REGLE DE L’OCTET
Modèle de Lewis et nombre de liaisons
Dans une grande majorité des molécules, on peut déterminer le nombre de liaisons que
les atomes vont former grâce à leurs représentations de Lewis.
Exemples :
Le carbone
L’atome de carbone possède 4 électrons célibataires, c’est pourquoi il formera toujours
4 liaisons : soit 4 liaisons simples, soit 1 liaison double et 2 liaisons simples, soit 1 liaison
triple et 1 liaison simple.
C CH
H
H
H
H
H
C C
H
H
H
H
C CH H
éthane éthène éthyne
L’azote
L’atome d’azote possède 3 électrons célibataires et 1 paire électronique. Il formera ainsi
3 liaisons : soit 3 liaisons simples, soit 1 liaison double et 1 liaison simple, soit 1 liaison
triple.
H N
H
H
H N C
N
N H
H H
H
N N
ammoniac guanidine azote
L’oxygène
L’atome d’oxygène possède 2 paires électroniques et 2 célibataires. Cet atome va donc
former 2 liaisons simples, ou 1 liaison double.
H
O
H
O O
eau oxygène
Le soufre
Si on descend d’une ligne dans le tableau périodique, sous l’oxygène, on trouve l’élément
soufre. L’atome S, comme celui de l’oxygène, possède 2 électrons célibataires et 2 paires.
Le soufre peut donc former 2 liaisons par atome.
H
S
H
SS
S
S
S S
S
S
acide sulfhydrique soufre

Fiche 42 La règle de l’octet
- 2 -
Mais le soufre peut former des composés différents. Le plus fréquemment rencontré en
laboratoire est l’acide sulfurique H2SO4.
Dans la molécule H2SO4, le soufre forme manifestement plus que 2 liaisons :
O
S O
H H
O
O
?
?
Comment expliquer la formation des 4 liaisons ? Les 2 premières sont une mise en
commun des électrons célibataires des 2 oxygènes. Mais pour les 2 dernières, les
2 électrons mis en commun proviennent du même atome, à savoir le soufre.
Dans la littérature, on utilise parfois une flèche pour symboliser ce genre de liaison :
O
S O
H H
O
O
Mais cette notation ne se justifie pas, car la liaison covalente S–O n’est pas différente si
les deux électrons proviennent du même atome ou de deux atomes différents. La flèche
ne représente donc pas la réalité de cette liaison et c’est pourquoi elle a disparu des
ouvrages plus récents où l’on dessine la molécule plutôt ainsi :
O
S O
H H
O
O
L’étude aux rayons-X de la molécule H2SO4 semblerait nous montrer que les 4 liaisons
S–O ne sont pas identiques, mais qu’il y aurait 2 liaisons simples et 2 doubles liaisons (car
les longueurs de liaisons S–O sont différentes). La molécule devrait alors être dessinée de
cette façon :
O
S O
H H
O
O
La polémique à propos des liaisons de H2SO4 n’est pas encore terminée et une réponse
définitive n’a toujours pas été trouvée.
Par contre, cela montre la limite des modèles utilisés pour décrire une molécule.

Fiche 42 La règle de l’octet
- 3 -
Règle de l’octet
Comme nous l’avons vu ci-dessus, le nombre d’électrons de valence ne permet pas
toujours de trouver la bonne formule chimique de la molécule. Par contre, la règle de
stabilité des couches électroniques reste quant à elle valable.
Pour que la dernière couche soit stable, il faut que les atomes la complètent par une mise
en commun des électrons par paires : ce sont les liaisons covalentes (ou atomiques). Les
atomes ressemblent alors au gaz rare suivant dans le tableau périodique.
La dernière couche des gaz rares contient toujours 8 électrons. Le fait d’avoir 8 électrons
autour d’un noyau atomique s’appelle la règle de l’octet.
Pour trouver la formule de Lewis de la molécule, on utilise les règles suivantes :
1. Compter le nombre d’électrons de valence de chaque atome de la molécule.
2. Diviser ce nombre d’électrons de valence par deux afin d’obtenir le nombre de
paires d’électrons.
3. Disposer les atomes selon l’arrangement le plus symétrique, puis répartir les paires
d’électrons de façon à ce que chaque atome soit entouré de 4 paires (excepté
l’hydrogène avec 1 paire).
Exceptions à la règle de l’octet
Les atomes des deux premières lignes du tableau périodique respectent la règle de l’octet
dans 99 % des cas. A partir de la troisième ligne du tableau périodique, les atomes ne
vont pas toujours respecter la règle de l’octet, au contraire.
Par exemple H2SO4 dont le soufre ne respecte pas cette règle si on place des doubles-
liaisons S=O dans la molécule.
Le NO2 est un autre composé qui ne respecte pas la règle de l’octet :
O
N
O
NO2 fait partie des très rares composés possédant un électron célibataire. C’est pourquoi
ce composé est très réactif et réagit avec lui-même pour donner N2O4 qui respecte la
règle de l’octet :
O
N
O
N
O O
D’autres exemples peuvent se trouver ça et là dans la littérature, mais partez du principe
que vous ne les rencontrerez pas pendant vos études au lycée.
A l’exception de H2SO4 (qu’on utilise abondamment au laboratoire) et NO2 (important pour
les problèmes de pollutions) les molécules « exotiques » ne seront pas décrites dans ce
cours, ni proposées dans les exercices.