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. H H H C C H H H C C H H H éthane H C C H H 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 H H N H H H N C N H N N H guanidine ammoniac N 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. O H O H eau O 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. S S H H acide sulfhydrique S S S S S S S soufre Fiche 42 La règle de l’octet 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 : H O O H ? S 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 : H O H O S 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 : H O H O S 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 : H O H O S 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. -2- Fiche 42 La règle de l’octet 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 doublesliaisons S=O dans la molécule. Le NO2 est un autre composé qui ne respecte pas la règle de l’octet : N O 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 O N 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. -3-