Chap-III- De l’atome aux édifices chimiques

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1 Chap-III- De l’atome aux édifices chimiques
Introduction Les règles du duet et de l’octet Stabilité des gaz nobles Règles du duet et de l’octet Formation d’ions stables Exemples Utilisation du tableau périodique Formation des molécules Définition Formule brute Comment les écrire La liaison de covalente Nature de la liaison covalente Exemple: la molécule HCl Règle de l’octet ou du duet Nombre de liaisons covalentes Les doublets Doublets liants Doublet non liants Représentation de Lewis d’une molécule

2 Introduction La plupart des atomes ne sont pas stables
Ils évoluent en formant des édifices dans lesquels ils acquièrent une certaine stabilité ces édifices peuvent être: - ioniques (formés d’ions) ou - Moléculaires (formés de molécules)

3 Exemples - L’atome de sodium Na forme préférentiellement l’ion Na+ - L’atome de chlore Cl peut former: - l’ion chlorure Cl- ou - s’associer avec d’autres atomes pour former des molécules (ex HCl,Cl2….)

4 I- Les règles du duet et de l’octet

5 1) Stabilité des gaz nobles
Les gaz nobles (ou gaz rares) sont les éléments chimiques He, Ne, Ar, Kr, Xe et Rn. Ce sont les seuls atomes qui existent isolément. On dit que les atomes des gaz nobles sont chimiquement stables ou qu’ils présentent une grande inertie chimique

6 1) Stabilité des gaz nobles
La structure électronique externe des atomes des gaz nobles possède soit : - 2 électrons sur leur couche externe (un duet d’électrons) - 8 électrons sur leur couche externe (un octet d’électrons).

7 1) Stabilité des gaz nobles
He Z=2 K2 Ne Z=10 K2L8 Ar Z=18 K2L8M8 Kr Z=36 K2L8M18N8 Xe Z=54 K2L8M18N18O8 Rd Z=86 K2L8M18N32O18P8 Une structure électronique externe à 8 électrons périphériques (ou 2 électrons pour une couche K) confère aux atomes une grande stabilité chimique

8 2) Règles du duet et de l’octet
Les atomes des autres éléments ne sont pas chimiquement stables, car ils n’ont pas de structures électroniques externes en octet ou en duet Ils se transforment pour l’obtenir

9 2) Règles du duet et de l’octet
Les atomes évoluent en formant des ions ou des molécules de manière à acquérir la même structure électronique que l’atome de gaz noble le plus proche dans la classification périodique Leurs couches électronique externe vérifient ainsi la règle de l’octet ou du duet

10 Exemple Le sodium Na (Z= 11) aura tendance à acquérir la configuration électronique du néon Ne (Z=10) plutôt que celle de l’argon (Z=18) Le lithium Li (Z=3) celle de l’hélium(Z=2) le chlore Cl (Z=17)  celle de l’argon Ar (Z=18)

11 II- Formation d’ions stables
Règles du duet et de l’octet Au cours de leurs transformations chimiques, les atomes de numéro atomique - inférieur ou égal à 4 évoluent de manière à acquérir un duet d’électrons (2 électrons) sur leur couche électronique externe. (Règle du duet) - supérieur à 4 évoluent de manière à acquérir un octet d’électrons (8 électrons) sur leur couche électronique externe. (Règle de l’octet )

12 II- Formation d’ions stables
Atome Z Structure électronique de l’atome Structure électronique de l’ion Octet / Duet Formule de l’ion Gaz noble Li 3 K2L1 Be 4 K2L2 Na 11 K2L8M1 Mg 12 K2L8M2 O 8 K2L6 F 9 K2L7 Cl 17 K2L8M7 Atome Z Structure électronique de l’atome Structure électronique de l’ion Octet / Duet Formule de l’ion Gaz noble Li 3 K2L1 Be 4 K2L2 Na 11 K2L8M1 Mg 12 K2L8M2 O 8 K2L6 F 9 K2L7 Cl 17 K2L8M7 K2 K2L2 D O Li- Li+ He He K2 D Be2+ He K2L8 O Na+ Ne K2L8 Mg2+ Ne O K2L8 O O2- Ne K2L8 O F- Ne Cl- K2L8M8 O Ar

13 2) Utilisation du tableau périodique
L’ion stable que peut former un atome X dépend de sa structure électronique externe donc de la famille chimique à laquelle il appartient Famille I II III IV V VI VII VIII e- externes Ion stable 8(2) 1 2 3 4 5 6 7 X+ X2+ X3+ ? X3- X2- X-

14 III-Formation des molécules
Définition Une molécule est un édifice chimique formée d’atomes liés entre eux. Chaque atome étant électriquement neutre, une molécule est électriquement neutre

15 a) Formule brute définition
Elle indique le nature et le nombre d’atomes de chaque espèce présents dans la molécule

16 b) comment écrire une formule brute
écrire côte à côte les symboles des atomes qui la constituent. préciser en indice à droite du symbole correspondant le nombre d’atomes présents de cette espèce L’indice 1 n’est pas écrit il est sous-entendu

17 c) exemples: La formule de la molécule de saccharose est C12H22O11
Elle possède: 12 atomes de carbone 22 atomes d’hydrogène 11 atomes d’oxygène

18 c) exemples: CH2Cl2 c) exemple: Une molécule qui renferme
1 atome de carbone 2 atomes d’hydrogène 2 atomes de chlore A pour formule: CH2Cl2

19 2) La liaison covalente liaisons covalentes.
Lorsque des atomes s’associent pour former une molécule, ils établissent entre eux des liaisons chimiques appelées liaisons covalentes.

20 2) La liaison covalente liaisons covalentes.
Lorsque des atomes s’associent pour former une molécule, ils établissent entre eux des liaisons chimiques appelées liaisons covalentes.

21 a) Nature de la liaison covalente
Une liaison covalente entre deux atomes correspond à la mise en commun par chaque atome d’un électron périphérique pour former - un doublet d’électrons appelé doublet liant..

22 b) Exemple la molécule HCl
Seuls les électrons externes interviennent H Configurations électroniques externes H: Z=1 Cl: Z= 17 H: K1 Cl: K2L8M7 Cl H K1 M7 Électrons périphériques

23 c) Règle du duet et de l’octet dans une molécule
En formant des liaisons covalentes, chaque atome acquiert une structure électronique externe en duet ou en octet selon l’atome considéré

24 Les deux électrons du doublet liants gravitent sur les deux atomes à la fois
Cl H 1 liaison covalente = 1 Doublet liant

25 c) Règle du duet et de l’octet dans une molécule
Dans la molécule l’atome d’hydrogène acquiert une structure externe en Duet Cl H Dans la molécule l’atome de chlore acquiert une structure externe en Octet

26 c) Règle du duet et de l’octet dans une molécule
Quand des atomes forment des molécules seul l’atome d’hydrogène suit la règle du duet Les autres suivent la règle de l’octet

27 3) Nombres de liaisons covalentes
Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d’électrons qu’il doit acquérir pour avoir sur sa couche externe un octet d’électrons. l’hydrogène acquiert une structure électronique externe en Duet d’électrons

28 3) Nombres de liaisons covalentes
Atome Z Structure électronique de l’atome Octet / Duet Nombre d’électrons à Gagner =Nombre de liaisons Gaz noble H 1 K1 F 9 K2L7 Cl 17 K2L8M7 O 8 K2L6 S 16 K2L8M6 N 7 K2L5 C 6 K2L4 D 1 2-1= He O 1 8-7= Ne O 1 8-7= Ar O 8-6 2 Ne O 2 8-6= Ar O 3 8-5= Ne O 4 8-4= Ne

29 4) Les doublets Les électrons externes sont regroupés par deux en doublets d’électrons Les doublets liants formé par les électrons qui participent une liaison covalente Les doublets non liants qui ne participent pas à une liaison covalente

30 4) Les doublets Doublets non-liants Cl H Doublet liant

31 5) Représentation de Lewis
Gilbert Newton Lewis ( ) La représentation de Lewis d’une molécule est une représentation des atomes et de tous les doublets liants et non liants de la molécule

32 5) Représentation de Lewis
un doublet liant entre deux atome est représentés par un trait entre ces deux atomes Les atomes sont représentés par leur symboles un doublet non liant par un trait à côté de l’atome Cl H