1S-III.2-SYNT-De l`atomes aux ions monoatomiques et aux molécules

1ère S.III.2 Orga De l’atome aux ions monoatomiques et aux molécules Rappel cours 2
nd
j∞f Le bonheur est une science qui s'apprend quotidiennement. 1/6
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-I- REGLES DU DUET ET DE L’OCTET. (Rappel de 2
nd
) ------------------ 2
1. Stabilité des gaz nobles (ou rares ou inertes). --------------------------------- 2
2. Règles du duet et de l’octet. ----------------------------------------------- 2
-II- FORMATION DES IONS MONOATOMIQUES. (Rappel de 2
nd
) --------- 2
-III- FORMATION DES MOLECULES. (Rappel de 2
nd
) -------------------- 3
1. Doublet liant ou liaison covalente. ------------------------------------------- 3
2. Nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome. ----------------------------- 3
3. Doublet non liant. -------------------------------------------------------- 3
4. Nombre de doublets non liants à répartir entre les atomes de la molécule. ---------- 3
-IV- GEOMETRIE DES MOLECULES. ---------------------------------- 4
1. Prévision de la géométrie des molécules. -------------------------------------- 4
1. Représentation de LEWIS. ------------------------------------------------ 4
2. Représentation de CRAM. ------------------------------------------------- 4
3. Géométrie des molécules -------------------------------------------------- 5
1.3. Les règles de Gillespie (méthode VSEPR) ------------------------------------------- 5
a) Figure de répulsion ------------------------------------------------------------------------------------------------- 5
b) Géométrie proprement dite ----------------------------------------------------------------------------------------- 5
2.3. Généralisation ---------------------------------------------------------------- 6
Notions et Contenus :
• Liaison covalente
• Formules de Lewis ; géométrie des molécules.
• Rôle des doublets non liants.
Compétences attendues :
• Décrire à l’aide des règles du « duet » et d e l’octet les liaisons que peut établir un atome (C,N,O,H) avec les
atomes voisins.
• Interpréter la représentation de Lewis de quelques molécules simples.
• Mettre en relation la formule de Lewis et la géométrie de quelques molécules simples.
• Utiliser des modèles moléculaires et des logiciels de modélisation.

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-I- REGLES DU DUET ET DE L’OCTET. (Rappel de 2
nd
)
1. Stabilité des gaz nobles (ou rares ou inertes).
Les atomes des gaz nobles (néon (Ne), hélium (He), argon (Ar), xénon (Xe)) ne donnent pas d’ions et
ne se lient pas à d’autres atomes dans des conditions normales.
On dit qu’ils présentent une grande inertie chimique ou qu’ils sont très stables.
Cette stabilité est due à la saturation de leur couche externe.
2. Règles du duet et de l’octet.
Lors d’une transformation chimique (transformation en ion ou établissement de liaisons avec d’autres
atomes), les atomes évoluent de façon à acquérir une stabilité semblable à celle du gaz noble le plus proche
et tendent donc à adopter une structure électronique dont la couche externe est saturée.
Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes et les ions évoluent de manière à
avoir :
• Deux électrons sur la couche externe pour les atomes de numéro atomique Z ≤ 4 => règle du duet
• Huit électrons sur la couche externe pour les atomes de numéro atomique Z ≥ 4 => règle de l’octet
Pour parvenir à cette structure, l’atome peut, lors d’une réaction chimique :
 Céder ou prendre des électrons à un autre atome. Il se transforme alors en ion.
 Mettre en commun ses électrons avec d’autres atomes. On dit qu’il établit des liaisons. L’édifice
obtenu est appelé molécule.
-II- FORMATION DES IONS MONOATOMIQUES. (Rappel de 2
nd
)
Dans les cas simples (ceux auxquels nous avons affaire en classe de seconde), les règles du duet et de
l’octet permettent de prévoir les charges portées par les ions monoatomiques crées lors de réactions
chimiques.
Exemples : Considérons un atome de sodium dont le noyau a pour symbole : Na
23
11
.
Un atome étant électriquement neutre, il possède autant de protons que d’électrons donc 11 électrons
et sa structure électronique est : (K)
2
(L)
8
(M)
1
.
• Sa couche externe (M) contient 1 électron.
• Lors d’une réaction chimique, cet atome va perdre cet électron pour acquérir la structure
électronique (K)
2
(L)
8
avec une couche externe à 8 électrons (structure du néon, gaz noble le
plus proche).
• En perdant cet électron, l’atome de sodium se transforme en ion sodium, cation monovalent de
formule : Na
+
.
Exemples : Considérons un atome de chlore dont le noyau a pour symbole : Cl
35
17
.
Un atome étant électriquement neutre, il possède autant de protons que d’électrons donc possède 17
électrons et sa structure électronique est : (K)
2
(L)
8
(M)
7
.
• Sa couche externe (M) contient 7 électrons.
• Lors d’une réaction chimique, cet atome va gagner un électron pour acquérir la structure
électronique (K)
2
(L)
8
(M)
8
avec une couche externe à 8 électrons (structure de l’argon, gaz noble
le plus proche).
• En gagnant cet électron, l’atome de chlore se transforme en ion chlorure, anion monovalent de
formule : Cl
-
.

1ère S.III.2 Orga De l’atome aux ions monoatomiques et aux molécules Rappel cours 2
nd
j∞f Le bonheur est une science qui s'apprend quotidiennement. 3/6
-III- FORMATION DES MOLECULES. (Rappel de 2
nd
)
1. Doublet liant ou liaison covalente.
 Une liaison covalente, ou doublet liant, est la mise en commun de deux électrons entre deux
atomes (chaque atome fournissant un électron).
 On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés.
 Certains atomes peuvent mettre en commun plusieurs électrons entre eux. On parle alors de
liaisons multiples (double ou triple). Ces liaisons sont représentées par deux ou trois tirets.
2. Nombre de liaisons covalentes qu’établit un atome.
Pour satisfaire à la règle du duet ou de l’octet un atome établit autant de liaisons covalentes qu’il lui
manque d’électrons pour saturer sa couche externe.
Soit p, le nombre d’électrons présents sur la couche externe d’un atome ;
n
1
, le nombre de liaison covalente que peut former cet atome.
n
l
= 2 - p
n
l
= 8 - p Si la règle du duet s’applique. Si la règle de l’octet s’applique.
Remarque : Cette règle ne s’applique qu’au delà de la demi saturation de la couche externe (p≥4) à
l’exception de l’hydrogène naturellement.
Exemples : Déterminer le nombre de liaisons covalentes que peut établir un atome d’hydrogène (Z = 1).
• Sa structure électronique est : (K)
1
. Donc p = 1.
• Sa couche externe est saturée avec deux électrons : (K)
2
. C’est donc la règle du duet qui
s’applique. Donc : n
l
= 2 – 1 => n
l
= 1
• L’atome d’hydrogène ne peut établir qu’une seule liaison covalente (ou doublet liant). H — H
Exemples : Déterminer le nombre de liaisons covalentes que peut établir un atome de chlore (Z = 17).
• Sa structure électronique est : (K)
2
(L)
8
(M)
7
. Donc p = 7.
• Sa couche externe est saturée avec 8 électrons : (M)
8
. C’est donc la règle de l’octet qui
s’applique. Donc : n
l
= 8 – 7 => n
l
= 1
• L’atome de chlore ne peut établir qu’une seule liaison covalente (ou doublet liant). Cl — Cl
Exemples : Déterminer le nombre de liaisons covalentes que peut établir un atome de carbone (Z = 6).
• Sa structure électronique est : (K)
1
(L)
4
. Donc p = 4.
• Sa couche externe est saturée avec 8 électrons : (L)
8
. C’est donc la règle de
l’octet qui s’applique. Donc : n
l
= 8 – 4 => n
l
= 4
• L’atome de carbone peut établir 4 liaisons covalentes (ou doublet liant).
3. Doublet non liant.
 Les électrons des couches externes des atomes d’une molécule qui ne participent pas aux liaisons
covalentes restent sur ces atomes et se répartissent de façon à satisfaire à la règle du duet ou de
l’octet.
 Chaque doublet non liant est représenté par un tiret reparti autour des atomes.
4. Nombre de doublets non liants à répartir entre les
atomes de la molécule.
La recherche du nombre de doublets non liants se fait en trois étapes :
a. Il faut comptabiliser le nombre total d’électrons externes de la molécule.
Par exemple pour la molécule de dichlore Cl
2
, il y a deux atomes de chlore qui possèdent chacun 7
électrons externes (K)
2
(L)
8
(M)
7
. Il y a donc au total un nombre d’électrons externes :N=14.

1ère S.III.2 Orga De l’atome aux ions monoatomiques et aux molécules Rappel cours 2
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b. Il faut en déduire le nombre de doublets correspondant (1doublet = 2 électrons).
2
N
N
D
=
.
Dans le cas du dichlore on a donc N
D
= 7.
c. Il faut enfin déduire de ce nombre N
D
le nombre de doublets non liants de cette molécule.
Soit :
lD
nN)nl(N −=
. Pour le dichlore on a : N(nl) = 7 – 1 => N(nl) = 6.
Il y a donc 6 doublets non liants sur la molécule de Cl
2
.
Ce qu’il faut voir, c’est que si le chlore ne peut engager qu’une seule liaison covalente avec un autre
chlore par exemple, il lui restera 6 électrons sur sa couche externe donc 3 doublets non liants.
Exemples : la molécule d’eau H
2
O
• H : Z=1  (K)
1
 règle du duet : nl = 2 – 1 = 1  formation d’une seule liaison covalente.
• O : Z=8  (K)
2
(L)
6
 règle de l’octet : nl = 8 – 6 = 2  formation de 2 liaisons covalentes.
Si l’hydrogène forme 1 liaison covalente, vu qu’il n’a qu’un électron sur sa couche externe, il n’aura pas
de doublet non liant .
Par contre, l’oxygène forme 2 liaisons covalentes, il lui reste donc 6-2=4 électrons sur sa couche
externe, soit 2 doublets non liants.
Exemples : La molécule NH
3
. Identifier le nombre de doublets non liants sur chaque atome.
• H : Z=1  (K)
1
 règle du duet : nl = 2 – 1 = 1  formation d’une seule liaison covalente.
• N : Z=7  (K)
2
(L)
5
 règle de l’octet : nl = 8 – 5 = 3  formation de 2 liaisons covalentes.
L’azote forme 3 liaisons covalentes, il lui reste donc 5-3=2 électrons sur sa couche externe, soit 1
doublet non liant.
-IV- GEOMETRIE DES MOLECULES.
1. Prévision de la géométrie des molécules.
La répulsion électrostatique des doublets liants et non liants entre eux définit la géométrie des
molécules.
Les doublets se positionnent dans l’espace de façon à minimiser cette répulsion. C’est-à-dire le plus
loin possible les uns des autres. => On parle d’encombrement stérique.
Exemples : Représenter la molécule d’ H
2
O :
1. Représentation de LEWIS.
La représentation de LEWIS d’une molécule est obtenue en faisant apparaître les symboles de
tous les atomes de la molécule ainsi que tous les doublets liants (liaisons covalentes) entre les atomes
(en rouge) et les doublets non liants (en bleu).
Les doublets non liants sont répartis autour des atomes de façon à satisfaire la règle du duet ou de l’octet.
Exemples : La représentation de LEWIS du dichlore Cl
2
:
2. Représentation de CRAM.

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nd
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3. Géométrie des molécules
En première S, on ne cherchera à décrire que la géométrie des molécules simples. La géométrie d’une grosse
molécule est beaucoup plus difficile à prévoir et nécessite souvent l’utilisation de l’outil informatique.
1.3. Les règles de Gillespie (méthode VSEPR)
a) Figure de répulsion
Il est possible de prévoir l’orientation des liaisons d’un atome en appliquant les règles de Gillespie, modèle
VSEPR (Valence Shell Electron Pairs Répulsion= Répulsion des paires d’électrons de la couche de valence).
On fait l’hypothèse que tous les doublets (liants et non-liants) de la couche externe d’un atome se repoussent
mutuellement et qu’ils se localisent dans des positions qui minimisent ces répulsions, ils se localisent le plus
loin possible les uns des autres.
Il existe de figures de répulsion, elles dépendent du nombre de doublets que possède l’atome central.
Exemples : pour les molécules suivantes :
• Ecrire la formule de Lewis
• Vérifier si les atomes de la molécule respectent la règle de l’octet
• Déterminer le nombre de doublets autour de l’atome central
• En déduire la figure de répulsion.
b) Géométrie proprement dite
Lorsqu’il y a des doublets non-liants, la géométrie de la molécule correspond à une partie seulement de la
figure de répulsion
Exemples :
• Molécule d’eau : 2 doublets non-liants sur O et 2 doublets liants donc la figure de répulsion est
le tétraèdre, mais seul 2 sommets sont occupés par des atomes de H, la molécule est donc en
forme de V
• Molécule d’ammoniac NH
3
: 3 doublets liants et 1 doublet non-liant, la géométrie de la molécule
est une pyramide.
Les angles entre les liaisons sont légèrement modifiés par la présence des doublets non-liants car
ceux-ci exerce une répulsion plus grande que les doublets partagés.