Chap 3 De l`atomes aux édifices chimiques (cours)

2nd Chapitre 3 DE L’ATOME AUX L’ÉDIFICES Date : 27/11/05
CHIMIE CHIMIQUES
Alexandre PERROT année scolaire 2005 / 2006 1/5
PLAN DU COURS :
I- LES REGLES DU DUET ET DE L’OCTET :
II- QUELLE EST LA CHARGE DES IONS
MONOATOMIQUES ?
III- COMMENT FORMER LES EDIFICES
CHIMIQUES ?
1- LA LIAISON COVALENTE :
2- LA REPRESENTATION DE LEWIS :
a- La représentation de Lewis :
b- Comment réaliser la représentation de
Lewis :
OBJECTIFS :
 Définir les règles du duet et de l’octet.
 Définir la liaison covalente.
 Connaître et utiliser la représentation de Lewis.

2nd Chapitre 3 DE L’ATOME AUX L’ÉDIFICES Date : 27/11/05
CHIMIE CHIMIQUES
Alexandre PERROT année scolaire 2005 / 2006 2/5
Chapitre 3 : De l’atome aux édifices chimiques
I- Les règles du duet et de l’octet :
Au cours des transformations chimiques les éléments chimiques vont
chercher à avoir la structure électronique la plus stable. C'est-à-dire
celle du gaz nobles le plus proche dans la classification périodique.
Voir la définition dans le TP n°4
Règle du duet :
Les éléments chimiques dont le numéro atomique est voisin de celui
de l’hélium ont tendance à acquérir une structure électronique externe en
duet.
Règle de l’octet :
Les éléments chimiques ont tendance à acquérir une structure
électronique en octet.
II- Quelle est la charge des ions monoatomiques ?
La charge d’un cation est égale au nombre d’e- qu’il doit perdre
pour obtenir une structure stable.
La charge d’un anion est égale au nombre d’e- qu’il doit gagner pour
obtenir une structure stable.
Ex : voir TP n°4
III- Comment former les édifices chimiques ?
Dans le TP n°4, nous avons vu que les éléments chimiques cherchent à
se lier les uns aux autres pour former des édifices chimiques : les
molécules. En se liant entre aux, les atomes forment des liaisons.

2nd Chapitre 3 DE L’ATOME AUX L’ÉDIFICES Date : 27/11/05
CHIMIE CHIMIQUES
Alexandre PERROT année scolaire 2005 / 2006 3/5
1- La liaison covalente :
Les liaisons covalentes correspondent à la mise en commun d’un ou
plusieurs doublets d’électrons, appelé doublets liants, entre deux
atomes.
Les électrons mis en communs appartiennent à chacun des deux
atomes et sont pris en compte dans le total des électrons de chaque
atome. En formant des liaisons covalentes, chaque atome va acquérir
une structure électronique en octet.
La question est de savoir combien de liaison un atome va pouvoir
réaliser.
Le nombre de liaisons covalentes, ou doublet liant, que réalise un
atome est égal nombre d’électrons que l’atome a besoin pour acquérir
la structure électronique la plus stable.
2- La représentation de Lewis :
a- La représentation de Lewis :
 Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les
électrons internes.
 Les doublets d’électrons externes sont représentés par des tirets.
Un doublet liant est représenté par un tiret situé entre les symboles
des deux atomes.
Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du
symbole de l’atome auquel il appartient.
b- Comment réaliser la représentation de Lewis :
Voir le poly

2nd Chapitre 3 DE L’ATOME AUX L’ÉDIFICES Date : 27/11/05
CHIMIE CHIMIQUES
Alexandre PERROT année scolaire 2005 / 2006 4/5
Méthode :
1- Écrire le nom et la formule brute de la molécule.
2- Écrire la structure électronique de chaque atome.
3- Déterminer le nombre d’e- sur la couche externe de chaque atome, noté ne.
4- Déterminer la covalence de chaque atome, noté nl.
nl(H) = 2 – ne(H) nl(X) = 8 - ne(X)
5- Calculer le nombre total nt d’électrons externes de la molécule, puis le nombre
nd de doublets externes.
6- Placer les doublets liants en respectant la covalence de chaque atome.
7- Placer les doublets restant en doublets non liants pour respecter la règle de
l’octet de chaque atome.
Exemple :
1- Dioxyde de carbone : CO2
2- Structure électronique du Carbone et de l’Oxygène.
C : (K)2 (L)4 O : (K)2(L)6
3- Nombre d’électron sur la couche externe.
ne(C) = 4 ne (O) = 6
4- Calcul de la covalence de chaque atome
nl(C) = 8 – 4 = 4 nl(O) = 8 – 6 = 2
5- Calcul du nombre total d’électrons externe :
nt = (Nombre d’atome de Carbone* ne(C))
+(Nombre d’atome d’Oxygène* ne(O))
= (1*4) + (2*6) = 16
Calcul du nombre de doublet
nt 16
nd =  =  = 8
2 2
6- La covalence de l’Oxygène étant de 2, l’Oxygène fera 2 liaisons.
La covalence du Carbone étant de 4, le Carbone fera 4 liaisons.
D’où la forme O = C = O
7- On place les doublets restant sur les atomes ne répondant pas à la règle de
l’octet. Ainsi tous les atomes de la molécule respectent la règle de l’octet.
/ \
O = C = O
\ /
Exo 14 et 15 p. 76

2nd Chapitre 3 DE L’ATOME AUX L’ÉDIFICES Date : 27/11/05
CHIMIE CHIMIQUES
Alexandre PERROT année scolaire 2005 / 2006 5/5
Méthode :
1- Écrire le nom et la formule brute de la molécule.
2- Écrire la structure électronique de chaque atome.
3- Déterminer le nombre d’e- sur la couche externe de chaque atome, noté ne.
4- Déterminer la covalence de chaque atome, noté nl.
nl(H) = 2 – ne(H) nl(X) = 8 - ne(X)
5- Calculer le nombre total nt d’électrons externes de la molécule, puis le nombre
nd de doublets externes.
6- Placer les doublets liants en respectant la covalence de chaque atome.
7- Placer les doublets restant en doublets non liants pour respecter la règle de
l’octet de chaque atome.
Exemple :
1- Dioxyde de carbone : CO2
2- Structure électronique du Carbone et de l’Oxygène.
C : (K)2 (L)4 O : (K)2(L)6
3- Nombre d’électron sur la couche externe.
ne(C) = 4 ne (O) = 6
4- Calcul de la covalence de chaque atome
nl(C) = 8 – 4 = 4 nl(O) = 8 – 6 = 2
5- Calcul du nombre total d’électrons externe :
nt = (Nombre d’atome de Carbone* ne(C))
+(Nombre d’atome d’Oxygène* ne(O))
= (1*4) + (2*6) = 16
Calcul du nombre de doublet
nt 16
nd =  =  = 8
2 2
6- La covalence de l’Oxygène étant de 2, l’Oxygène fera 2 liaisons.
La covalence du Carbone étant de 4, le Carbone fera 4 liaisons.
D’où la forme O = C = O
7- On place les doublets restant sur les atomes ne répondant pas à la règle de
l’octet. Ainsi tous les atomes de la molécule respectent la règle de l’octet.
/ \
O = C = O
\ /