Donner la représentation de Lewis de quelques

Synthèse des molécules organiques 1 / préambule : pré-requis de 1S
Duet-octet - Liaison covalente, électronégativité
Règles du duet et de l’octet
Les électrons du nuage électronique sont répartis autour du noyau en plusieurs « couches » électroniques correspondant
chacune à un « niveau d’énergie » pour les électrons.
La « configuration électronique » d’un atome ou d’un ion traduit la répartition de ses électrons . Ex : Phosphore (K)2(L)8(M)5
La dernière couche occupée s’appelle la couche externe de l’atome. Les électrons qui l’occupent sont les « électrons de
valence ». Ce sont eux (et eux seulement) qui sont impliqués dans les liaisons entre atomes pour former les molécules, ou dans
les oxydo-réductions (gain ou pertes d’électrons) .
Formation des ions et des molécules
Tout élément chimique « recherche » la stabilité, et pour cette raison cherche à avoir ses couches inférieures saturées (pleines)
et ses couches externes vides , comme le gaz noble ayant le nombre d’électrons le plus proche de lui dans le tableau de
Mendeleev. .
 Règle du duet : Les atomes des éléments de numéro atomique 1 à 4 vont « rechercher » une configuration électronique à
deux électrons externes (couche K saturée, les autres vides)
 Règle de l’octet : Les atomes des éléments de numéro atomique 4 à 20 vont « rechercher » une configuration électronique à
huit électrons externes : (K)2(L)8 , ou (K)2(L)8(M)8
Exceptions : L’atome d’hydrogène forme des ions H+ (proton sans électron, mais c’est quand même une recherche de couche
« vide ou saturée » ) . L’élément Bore B fait parfois des choses bizarres qui ne respectent ni « duet » ni « octet » .
Pour se stabiliser , un atome isolé aura trois solutions :
Couche K
ensuite
Couche L
ensuite
Couche M
(1ere partie)
ensuite
Couche N
(1ere partie)
ensuite
Couche M
(suite et fin)
ensuite
Couche N
(suite)
2 places pour
électrons
8 places
8 places
2 places
10 places
6 places
H à He
Li à Ne
Na à Ar
K à Ca
Sc à Zn
Ga à Kr

 Céder des électrons pour devenir un cation (ex : H devient H+, Ca devient Ca2+ …)
 Gagner des électrons et devenir un anion ( ex : H devient H- , S devient S2- , Cl devient Cl- )
 Former une « liaison covalente » , c'est-à-dire mettre en commun un (ou plusieurs) électrons avec un autre atome :
Les deux électrons combinés sont appelés « doublet liant » . Une paire d’électrons non engagé dans une liaison covalente
est un « doublet libre ».
En conclusion, toute réaction chimique consiste en un réarrangement des électrons de valence , entre les réactifs.
Ex : 2 H2 + O2  2 H20 Na + Cl2  Na+ + 2 Cl- CH4 + 2O2  CO2 + 2 H20
Electronégativité ; polarisation de liaisons
Soit deux éléments chimiques A et B différents qui engagent un électron chacun dans
une liaison covalente commune A-B . Si la position moyenne des deux électrons est
plus proche de l’un des éléments, on dit que cet élément est plus « électronégatif »
que l’autre . La liaison s’en trouve « polarisée ».
L’électronégativité est une grandeur physique caractéristique d’un élément chimique.
Elle est une conséquence de la structure même d’un atome ( elle augmente avec la
charge du noyau, diminue avec le nombre de couches électroniques)
La différence d'électronégativité entre ces deux éléments détermine la nature de la liaison covalente :
Ceci jouera un rôle ESSENTIEL en chimie
organique , car cela va engendrer des « sites
donneurs » d’électron et des « sites
accepteurs » d’électrons, dont l’existence va
déclencher des mécanismes complexes de
transfert de doublets d’électrons.