DE L`ATOME AUX EDIFICES CHIMIQUES

DE L’ATOME AUX EDIFICES CHIMIQUES COURS
I) REGLES DE STABILITE DES ELEMENTS
1 . Les gaz nobles
On dit que les gaz nobles sont inertes ou chimiquement stables car ils ne participent que
rarement à des réactions chimiques. Ils restent en général sous forme atomique.
Les gaz nobles sont les éléments chimiques les plus stables.
2 . Structure électronique des gaz nobles
Leur structure montre qu’ils ont soit deux, soit huit électrons sur leur couche externe. :
Ex : He : Z=2 (K)2 ; Ne Z=10 (K)2 (L)8 ; Ar Z=18 (K)2 (L)8 (M)8
On dit qu’ils ont une structure en duet ou en octet/
Un atome ou un ion qui a deux électrons sur sa couche externe a une structure en duet.
Un atome ou un ion qui a 8 électrons sur sa couche externe a une structure en octet.
3 . Stabilité des autres éléments
A l’exception des gaz nobles les éléments n’existent pas sous forme d’atomes isolés, car sous
cette forme, ils ne sont pas stables.
Pour acquérir une structure stable, ils s’échangent ou mettent en commun des électrons
et adoptent la même structure électronique (en duet ou en octet) que le gaz noble de
numéro atomique le plus proche.
4 . Ions monoatomiques stables
Compléter le tableau :
Atome
Z
Structure électronique
Structure de l’ion
correspondant
Ion
Li
3
Na
11
Mg
12
O
8
Cl
17
He
2
Ne
10
H
1

II) MODELE DE LEWIS DE LA LIAISON COVALENTE
1 . Les molécules
Une molécule est une association d’atomes électriquement neutre.
Dans une molécule, les atomes mettent en commun des électrons de leur couche externe.
Chacun d’eux s’entoure ainsi des électrons nécessaires pour respecter la règle du duet
ou de l’octet.
Dans la molécule, les atomes sont plus stables que s’ils étaient isolés.
2 . La liaison covalente
Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons par deux atomes. On dit
que les deux atomes sont liés.
Chaque liaison formée permet ainsi à l’atome de gagner un électron sur sa couche externe.
Atome
Z
Structure
électronique
Gaz noble le plus
proche
Nb
d’électrons
à gagner
Nb de
liaisons
covalentes
H
1
F
9
Cl
17
O
8
S
16
N
7
C
6
Une liaison covalente multiple est constituée de deux ou trois liaisons covalentes entre
deux atomes.
3 . Doublets liants et doublets non liants
Dans une molécule, tous les électrons périphériques sont groupés par paires et
constituent des doublets.
Certains doublets constituent les liaisons covalentes : ce sont des doublets liants.
Les autres doublets n’appartiennent qu’à un seul atome : ce sont les doublets non liants.
Ex. H2O : O (K)2 (L)6 soit 2 liaisons covalentes pour avoir 8 électrons : 2 doublets liants
(4 él.) et 2 doublets non liants (4 él.).
NH3 : N (K)2 (L)5 soit 3 liaisons covalentes pour avoir 8 él. : 3 doublets liants (6 él.) et 1
doublet non liant (2 él.)

4 . Représentation de Lewis d’une molécule
La représentation de Lewis d’une molécule est une représentation des atomes et de tous les
doublets liants et non liants de la molécule.
Par convention :
Un doublet liant est représenté par un trait entre les symboles des atomes.
Un doublet non liant d’un atome est représenté par un trait à côté du symbole de
l’atome.
Ex . H O H
III) EXEMPLES
1 . Dihydrogène
gaz inflammable
H (K)1 1 doublet liant pour avoir 2 électrons : H – H
2 . Dichlore Cl2
Gaz vert-jaune nocif
Cl : Z=17 (K)2 (L)8 (M)7 Il manque un 2 él. donc il faut 1 doublet liant et 3 doublets non
liants :
Cl – Cl
3 . Chlorure d’hydrogène HCl
gaz toxique
H (K)1 1 doublet liant pour avoir 2 électrons
Cl : Z=17 (K)2 (L)8 (M)7 Il manque 1 él. donc il faut 1 doublet liant et 3 doublets non
liants :
H – Cl
4 . Méthane CH4
gaz inflammable
C : Z = 6 (K)2 (L)4 Il manque 4 él. donc 4 doublets liants
5 . Dioxygène O2
O : Z = 8 (K)2 (L)6 Il manque 2 él. donc 2 doublets liants et 2 doublets non liants O – O

IV) ISOMERIE
1 . Isomérie
Deux molécules sont des isomères de constitution si elles ont une même formule brute,
mais des enchaînements d’atomes différents.
2 . Formule développée et isomérie
La formule brute est insuffisante pour distinguer deux isomères ; on utilise les formules
développées et semi développées.
Dans une formule développée, toutes les liaisons covalentes apparaissent.
Dans une formule semi-développée, les liaisons avec les atomes d’hydrogène
n’apparaissent pas.
Ex1 . Propane : Formule brute : C3H8
Formule développée :
Formule semi-développée :
Le propane n’a pas d’isomères.
Ex2. Butane : Formule brute : C3H8
Formule développée :
Formule semi-développée :
V) GEOMETRIE DE QUELQUES MOLECULES SIMPLES
1 . Répulsion des doublets d’électrons
Autour de l’atome central, les doublets liants et non liants se repoussent et s’éloignent au
maximum les uns des autres en se disposant aux sommets d’un tétraèdre.
Cette répulsion explique la géométrie des molécules.
2 . Représentation de Cram
La représentation de Cram permet de représenter une molécule non plane sur une feuille.