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Chimie : 2nde Cours
Chapitre 6 : 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 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.
 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. Exercices d’application : n°1/2
II. La représentation de Lewis (Voir site en biographies).
1. Doublets liants :
Un doublet liant est une liaison covalente, c’est-à-dire la mise en commun de deux électrons de la couche externe
par chacun des atomes.
Exemple :
Molécule de dihydrogène H2 : Cette molécule est formée par 2 atomes d’hydrogène H liés l’un à l’autre par une liaison
covalente (Voir diaporama). Chacun des 2 atomes apporte son électron et le met en commun avec l’électron de l’autre
atome, afin de former un doublet liant.
On symbolise une liaison covalente (ou doublet liant) par un tiret ( ) entre le symbole chimique des 2 atomes
formant la molécule :
Chimie : 2nde 1/3
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H2
H
H
H
H
°
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2. Doublets non liants :
Un doublet non liant appartient à un seul atome de la molécule, il n’assure aucune liaison covalente entre les atomes.
Un doublet non liant est constitué par deux électrons appartenant au même atome.
Exemple : Molécule de dichlore Cl2 (Voir diaporama)
Cette molécule est formée par deux atomes de chlore Cl.
Atome de chlore Cl : Z = 17 Structure électronique : (K)2 (L)8 (M)7
Cet atome possède 7 électrons sur la dernière couche M, soit 3 doublets et un électron célibataire :
Pour former la molécule de dichlore Cl2, les deux atomes de chlore Cl mettent en commun chacun leur unique électron
célibataire, et forment une liaison covalente (doublet liant). Les doublets qui restent sur les couches externes des
deux atomes sont non liants.
La molécule de dichlore possède un doublet liant et 6 doublets non liants :
3. Liaisons multiples :
Certains atomes d’une molécule peuvent être liés entre eux par deux ou trois doublets liants, on parle alors de
liaisons covalentes multiples, il existe les liaisons covalentes doubles et triples.
Exemples :
Molécule de dioxygène O2 :
La molécule de dioxygène possède une double liaison covalente et 4 doublets non liants.
4. Représentation de Lewis :
La représentation de Lewis permet de mettre en évidence les doublets liants et les doublets non liants existant
au sein d’une molécule. Chacun des atomes ainsi engagé dans la molécule vérifie la règle du duet ou de l’octet.
Exemple : représentation de Lewis de la molécule d’eau de formule H2O.
2 doublets liants
2 doublets non liants
5. 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 C3H6O NH3
 Sa 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
 Sa 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.
Exemple :
La molécule C2H6 ci- dessus : formule semi-développée
6. Exercices d’application : n°3/4
Chimie : 2nde 2/4
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Cl
Cl2
Cl
Cl
Cl
O
O
H
H
O
H
H
H
H
H
H
C
C
H3C
CH3

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 : CH3 CH2 OH
Le méthoxyméthane : CH3 O CH3
 La molécule de formule brute C2H7N possède deux isomères de constitution :
L’éthylamine : CH3 CH2 NH2
Diméthylamine : CH3 NH CH3
Exercice d’application n°5 :
Donner les formules semi-développées des isomères possibles correspondant aux molécules de formules brutes :
 C3H7Cl (2 isomères)
 C4H10O (7 isomères)
 C2H6NCl (3 isomères)
 C4H8 (5 isomères)
IV. Géométrie des molécules.
1. Répulsions des doublets d’électrons :
Dans l’espace, l’organisation des doublets liants et non liants d’un atome central au sein d’une molécule ne se fait pas de
n’importe quelle manière. En effet, les doublets liants et non liants se répartissent autour de l’atome central afin de
minimiser les interactions électriques, ils s’éloignent les uns des autres.
2. La représentation de Cram (Voir biographie sur le site)
Pour rendre compte de la géométrie spatiale des molécules, on utilisera la représentation de Cram.
Elle permet de représenter les molécules en trois dimensions dans un plan
Exemple : représentation de Cram de la molécule de méthane de formule CH4
3. Géométrie des molécules
Exercice d’application n°6 :
Etablir pour chacune des molécules proposées, la représentation de Lewis, puis la représentation de Cram
ainsi que la géométrie associée.
1. SiHCl 2. PHCl3 3. OCl2 4. CS2 5. CHCl2F
On donne les numéros atomiques Z : H : 1 C : 6 O : 8 Cl : 17 P : 15 Si : 14 S : 16
Chimie : 2nde 3/4
Molécule
Représentation de Cram
Géométrie
Méthane : CH4
Géométrie tétraédrique
Ammoniac : NH3
Géométrie pyramidale
Molécule d’eau : H2O
Structure coudée
Dioxyde de carbone : CO2
Structure linéaire
H
C
H
H
H
H
H
HH
: Liaison à l’arrière du plan de la feuille
: Liaison en avant du plan de la feuille
: Liaison dans le plan de la feuille
H
C
H
H
H
H
N
H
H
O
H
H
O
C
O

Chimie : 2nde De l’atome aux édifices chimiques
Exercices d’application
Exercice 1 :
Le phosphore est un élément très répandu dans les engrais, dont les phosphates. Le numéro atomique du phosphore P
est Z = 15.
1. Etablir la structure électronique de l’atome de phosphore.
2. Quel ion monoatomique stable, l’atome de phosphore peut-il engendrer ?
3. L’ion phosphore est-il un anion ou un cation ? Justifier.
4. Donner la structure électronique de cet ion.
Exercice 2 :
La configuration électronique de l’ion Be2+ est (K)2.
1. Cet ion est-il stable ?
2. Déterminer la structure électronique de l’atome de béryllium ainsi que son numéro atomique.
Exercice 3 :
A partir des formules développées des molécules suivantes, donner les formules brutes et semi-développées.
Exercice 4 :
Effectuer la représentation de Lewis des molécules suivantes :
1. Molécule de dichlorométhane : CH2Cl2
2. Molécule d’hydroxylamine : NH3O
3. Molécule d’acétylène : C2H2
4. Molécule de propanal : C3H6O
5. Molécule de tétrachlorosilane : SiCl4
On donne les numéros atomiques Z :
C : 6 H : 1 O : 8 N : 7 Cl : 17 Si : 14
Chimie : 2nde 4/4