Na + , Mg 2+ , F - et O 2- ont le même nombre d`électrons que le

C6 - cours - 2de
2011/2012
Lycée Saint Joseph Pierre Rouge
Chapitre 6 : atomes, ions et molécules
Activité sur la nicotine
Introduction :
Généralement les atomes ne restent jamais seuls, dans le sens où ils s’associent entre eux pour former
d’autres structures : les molécules (H2O, O2, N2, CH4 …).
1. Un modèle du cortège électronique :
Les électrons d’un atome ont une organisation particulière. Ils appartiennent à ce que l’on appelle des
couches électroniques. Chaque couche est caractérisée par son numéro n.
Pour distinguer les couches, on utilise les lettres K, L et M.
Principe de Pauli :
Chaque couche ne peut contenir qu’un nombre limité d’électrons : la couche de numéro n contient au
maximum 2n2 électrons.
Principe de construction :
On appelle structure électronique d’un atome la répartition de ses électrons sur les couches K, L et M.
 Chaque couche électronique ne peut contenir qu’un nombre limité d’électrons : 2 électrons pour le
couche K, 8 électrons pour la couche L et 18 électrons pour la couche M.
 Les électrons se répartissent dans les couches électroniques dans un ordre précis : d’abord la couche K,
puis la couche L et enfin la couche M.
 Un électron ne peut être dans une couche que si les couches précédentes sont pleines.
Exemple :
L’atome d’aluminium a 13 électrons. Il a 2 électrons sur la couche K, 8 sur la couche L et 3 sur la couche M.
La structure électronique de l’atome : (K)2(L)8(M)3
Remarque :
La dernière couche occupée s’appelle couche externe de l’atome. Les électrons qui l’occupent sont appelés
électrons périphériques de l’atome. Les autres couches sont appelées couches internes.
Application :
Le magnésium (Z = 12) de symbole Mg, peut donner des ions Mg2+
Déterminer la structure électronique de l’atome et de l’ion dans leur état fondamental.
2. Règles de stabilité des éléments :
Règles du duet et de l’octet :
Les élément de numéro atomique proche de celui de l’hélium adoptent sa structure électronique : (K)2.
Ils ont alors deux électrons sur leur couche externe : c’est la règle du duet.
Les autres élément de numéro atomique inférieur ou égale à 18 adoptent la structure électronique du
néon : (K)2(L)8 ou de l’argon : (K)2(L)8(M)8. Ils ont alors 8 électrons sur leur couche externe : c’est la règle de
l’octet.

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3. Application des règles du duet et de l’octet à la formation des ions monoatomiques :
Atome
Numéro
atomique
Structure
électronique
Structure
électronique du
gaz rare le plus
proche
Gain ou perte
d’électrons
Formule de l’ion
Lithium
3
(K)2(L)1
(K)2
-1
Li+
Sodium
11
(K)2(L)8(M)1
(K)2(L)8
-1
Na+
Magnésium
12
(K)2(L)8(M)2
(K)2(L)8
-2
Mg2+
Fluor
9
(K)2(L)7
(K)2(L)8
+1
F-
Chlore
17
(K)2(L)8(M)7
(K)2(L)8(M)8
+1
Cl-
Oxygène
8
(K)2(L)6
(K)2(L)8
+2
O2-
béryllium
4
(K)2(L)2
(K)2
-2
Be2+
Li+ et Be2+ ont le même nombre d’électrons que l’Hélium donc la même configuration électronique.
Na+, Mg2+, F- et O2- ont le même nombre d’électrons que le Néon donc la même configuration électronique.
Cl- a le même nombre d’électrons que l’Argon donc la même configuration électronique.
4. Définition : qu’est-ce qu’une molécu le ?

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Une molécule est une entité chimique électriquement neutre formée par un nombre précis d'atomes. A
chaque molécule, on associe un nom et une formule brute.
Dans la formule brute, on écrit les symboles des éléments et en indices en bas, à droite, pour chaque élément
le nombre d'atomes.
Remarque : le nombre 1 n’est jamais écrit pour indiquer le nombre d’atome.
CO2
1 atome de carbone 2 atomes d’oxygène
Ex : Cl2 ; HCl ; CH4 ; NH3 ; CO2 ; C2H6 …
C6H12O6, le glucose possède 6 atomes de carbone, 12 atomes d’hydrogène et 6 atomes d’oxygène.
5. Différentes formules pour une même molécule
A partir de la formule brute d’une molécule, on peut envisager deux autres formules plus explicites :
· La formule développée qui fera apparaître toutes les liaisons présentes dans la molécule
· La formule semi-développée qui ne représentera pas les liaisons concernant les atomes d’hydrogène.
Modèle moléculaire
• Les atomes sont matérialisés par des boules de couleur. A chaque élément chimique courant
correspond une couleur. On établit la convention (code de couleurs) suivante :
• Avec des tiges longues matérialisant les liaisons, on obtient un modèle éclaté.
• Avec des tiges plus courtes, on obtient un modèle compact (ce modèle est plus fidèle à la réalité
physique que le précédent).
Elément chimique
Symbole
Couleur de la boule
Carbone
C
Noire
Hydrogène
H
Blanche
Oxygène
O
Rouge
Azote
N
Bleue
Soufre
S
Jaune
Chlore
Cl
Verte

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6. Notion d’isomérie
Lorsque l’on vous donne la formule brute d’une molécule, cela ne vous indique pas l’enchaînement des
atomes à l’intérieur de celle-ci :
Ex : proposer des représentations de C2H6O
CH3--CH2--OH OU CH3—O--CH3
 Définition :
On appelle isomère des molécules qui ont la même formule brute mais des enchaînements d'atomes
différents. Les isomères ont des propriétés chimiques et physiques différentes.
Ce que vous devez savoir ou savoir faire :
Interpréter les informations provenant d’étiquettes et de divers documents.
Dénombrer les électrons de la couche externe (établir la structure électronique selon le principe de Pauli).
Connaître et appliquer les règles du « duet » et de l’octet pour rendre compte des charges des ions
monoatomiques usuels.
Utiliser la classification périodique pour retrouver la charge des ions monoatomiques.
Repérer la présence d'un groupe caractéristique dans une formule développée.
Représenter des formules développées et semi-développées correspondant à des modèles moléculaires.
Savoir qu’à une formule brute peuvent correspondre plusieurs formules semi développées (isomères).
Utiliser des modèles moléculaires et des logiciels de représentation.