2nde Cours De l`atome aux édifices chimiques I. Les règles du duet

2nde Cours
De l’atome aux édifices chimiques
I. Les règles du duet et de l’octet.
1. Les gaz nobles :
Les gaz nobles (ou gaz rares) présentent une très grande stabilité chimique, on dit qu’ils sont chimiquement inertes,
c’est-à-dire qu’ils ne participent que de manière exceptionnelle à des transformations chimiques. Leur stabilité
est liée au nombre particulier d’électrons qu’ils possèdent sur leur couche externe.
Exemples de gaz rares :
 L’atome d’hélium He possède comme numéro atomique Z = 2. Son nuage électronique est formé par 2 électrons, et sa
structure électronique est : (K)2. Cette couche externe est saturée à 2 électrons : duet d’électrons.
 Les autres gaz rares possèdent 8 électrons (octet d’électrons) sur leur couche externe :
 Le néon Ne avec Z = 10 : (K)2 (L)8
 L’argon Ar avec Z = 18 : (K)2 (L)8 (M)8
Conclusion :
Les gaz nobles ont la particularité d’avoir des couches externes saturées.
2. Règles du duet et de l’octet :
Pour augmenter leur stabilité chimique, les éléments cherchent au cours des transformations chimiques à saturer
leur dernière couche de façon à avoir la même structure électronique que celle du gaz noble le plus proche :
 Si la couche externe est (K)2 : Règle du duet.
 Si la couche externe (L)8 ou (M)8 : Règle de l’octet.
3. Les ions monoatomiques stables :
Les atomes perdent ou gagnent des électrons afin de former des ions monoatomiques stables dont la structure
électronique est identique à celle du gaz noble le plus proche.
Si les atomes choisissent le gaz noble le plus proche c’est qu’il est plus facile de perdre ou de gagner un petit
nombre d’électrons.
Exemples :
 Structure de l’atome de lithium Li de numéro atomique Z = 3 : (K)2 (L)1
Il est plus facile pour cet atome de perdre son unique électron externe, afin de respecter la règle du duet
et avoir sa couche K saturée à 2 électrons (K)2, que de gagner 7 électrons pour saturer sa deuxième couche
L à 8 électrons. Il se forme alors le cation Li+.
 Structure de l’atome de fluor F de numéro atomique Z = 9 : (K)2 (L)7
L’atome de fluor gagne un électron pour respecter la règle de l’octet, et compléter sa couche externe L à
8 électrons. Il forme alors un ion stable F- de structure électronique : (K)2 (L)8.
4. Les molécules :
Une molécule est une association d’atomes, elle est électriquement neutre car formée par des atomes eux même
électriquement neutres.
Une molécule peut être représentée par :
 Sa formule brute : on n’indique que le nombre d’atomes de chaque formant la molécule.
Exemples : H2O C2H6 CH4 C2H6O NH3
Faites correspondre par un trait chaque formule brute au modèle correspondant représenté ci-dessous :
 La formule développée :
C’est l’écriture de la molécule dans laquelle sont représentées toutes les liaisons covalentes (doublets liants)
entre tous les atomes.
Exemple :
La molécule de formule brute C2H6 :
Formule développée
1/3
H
H
H
H
H
H
C
C

La molécule d’éthanol de formule brute C2H6O :
Formule développée :
 La formule semi-développée :
C’est l’écriture de la molécule dans laquelle toutes les liaisons covalentes (doublets liants) sont représentées,
sauf celles avec l’atome d’hydrogène.
Exemples :
La molécule de formule brute C2H6 ci- dessus.
Formule semi-développée :
La molécule d’éthanol de formule brute C2H6 ci- dessus.
Formule semi-développée :
III. Notion d’isomérie.
Des molécules sont dites isomères de constitution quand elles possèdent la même formule brute mais pas la même
formule semi-développée et développée.
Exemples :
 La molécule de formule brute C2H6O possède deux isomères de constitution
L’éthanol :
Le méthoxyméthane :
 La molécule de formule brute C2H7N possède deux isomères de constitution.
L’éthylamine :
Diméthylamine :
2/3
H3C
CH3
Ethanol
Méthoxyméthane
Ethylamine
Diméthylamine
H
H
H
H
H
C
C
O
H
O
H3C
CH2
OH
H3C
CH2
OH
H3C
O
CH3
H3C
CH2
NH2
H3C
NH
CH3

2nde Thème : Sport
Exercices d’application : Molécules et sport
Exercice.1 :
Dans le domaine sportif, de nombreuses molécules, naturelles ou synthétiques, jouent un rôle essentiel.
Elles permettent d’améliorer soit le confort de la pratique sportive, soit les performances du sportif
On a représenté ci-dessous trois modèles moléculaires éclatés de trois exemples de molécules du sport.
1. Quels sont les types d’atomes présents dans chaque molécule ?
2. Donner le nombre d’atomes de chaque type présent dans chaque molécule.
3. Déterminer, à partir de chacun des trois modèles, la formule brute de chacune des molécules.
4. Combien de liaisons comporte chacune des molécules ?
5. Sachant que :
 L’atome de carbone engage toujours 4 liaisons covalentes.
 L’atome d’hydrogène engage toujours 1 liaison covalente.
 L’atome d’oxygène engage toujours 2 liaisons covalentes.
 L’atome d’azote engage toujours 3 liaisons covalentes.
Déterminer le nombre de liaisons simples et de liaisons doubles dans chacune des molécules.
6. Indiquer par une flèche, sur chacun des trois modèles moléculaires, l’emplacement des liaisons doubles,
Exercice.2 :
Le modèle moléculaire de la molécule d’acide ascorbique est représenté
ci-contre.
1. Donner la formule brute de cette molécule.
2. Donner le nombre de liaisons covalentes dans cette molécule.
3. Combien de liaisons doubles comporte cette molécule ?
Les situer sur le modèle moléculaire.
4. Déduire et établir la formule développée de la molécule.
5. Etablir la formule semi-développée de cette molécule.
Exercice.3 :
Le fructose et le glucose sont deux sucres de formules développées respectives a) et b) : (Attention les atomes de
carbones ne sont pas représentés)
1. Déterminer la formule brute de chacune des deux molécules.
2. Déterminer le nombre de liaisons covalentes simples et doubles de chacune des molécules.
3. Que peut-on dire de ces deux molécules ?
3/3
Amphétamine
Dopamine
Fructose
O
O
O
O
O
OH
H
HH
HH
H
H
H
H
H
H
a
O
H
O
O
O
O
O
H
HH
HH
H
H
H
H
H
H
b