1-1-Structure électronique des gaz rares 1-Règles du DUET et de l’OCTET Géométrie de quelques molécules Gaz rares Structure électronique He (Hélium) (K)

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1 1-1-Structure électronique des gaz rares 1-Règles du DUET et de l’OCTET Géométrie de quelques molécules Gaz rares Structure électronique He (Hélium) (K) 2 Ne (Néon) (K) 2 (L) 8 Ar (Argon) (K) 2 (L) 8 (M) 8  2  la couche électronique externe de l’hélium He contient 2 électrons DUET (structure en DUET) 2-1-Énoncé des règles a- la règle du duet : a- la règle du duet : (Z≤5) Les éléments de numéro atomique (Z≤5) proche de celui de l’hélium adoptent la structure électronique (K) 2. Ils ont alors deux électrons sur leur couche externe. c’est-à-dire à saturer leur couche externe : par formation des ions monoatomiques et des molécules. b- la règle de l’octet.   Les gaz rares ne participent quasiment pas à des réactions chimiques, ne forment pas de molécules ou d’ions.  8OCTET  Les autres gaz rares possèdent 8 électrons (structure en OCTET) sur leur couche électronique externe Les gaz rares sont stables à l’état d’atome isolé car leur couche externe est saturée

2 (5<Z≤18) Les autres éléments de numéros atomiques (5<Z≤18) adoptent la structure électronique du néon ou de l’argon. Ils portent donc 8 électrons sur leur couche externe. c’est-à-dire à saturer leur couche externe : par formation des ions monoatomiques et des molécules. c- Application aux ions monoatomiques stables.  123 cations.  Les atomes qui, ont 1, 2 ou 3 électrons sur leur couche externe cèdent ces électrons et deviennent des cations. Exemples : L’atome structure électronique de l'atome structure électronique stable Formule de l'ion donné 3 Li(K) 2 (L) 1 (K) 2 : céder 1 e - Li + 9F9F(K) 2 (L) 7 (K) 2 (L) 8 : gagner 1 e - F- F- 13 Al(K) 2 (L) 8 (M) 3 (K) 2 (L) 8 : céder 3 e - Al 3+ 16 S(K) 2 (L) 8 (M) 6 (K) 2 (L) 8 (M) 8 : gagner 2 e - S 2- 2-La représentation de Lewis d'une molécule 1-2-La molécule La molécule est un assemblage d'atomes, attachés les uns aux autres par des forces de liaison covalente.  45  Les atomes qui ont 4 ou 5 électrons sur leur couche externe, comme C et N par exemple, ne donnent pas d’ions monoatomiques.  67 anions.  Les atomes qui ont 6 ou 7 électrons sur leur couche externe captent des électrons supplémentaires et deviennent des anions.

3 2-2-Liaison covalente trait — Deux atomes liés par une liaison chimique covalente mettent en commun 1 électron chacun. Ces deux électrons mis en commun sont localisés entre les deux atomes ; on représente ces 2 électrons par un trait entre les symboles des 2 atomes : exemple H — Cl. La liaison covalente peut être simple, double ou triple pour satisfaire la règle de l'octet, Exemples : 3-2-La représentation de Lewis d'une molécule   La représentation de Lewis d’une molécule est une représentation des atomes et de tous les doublets d’électrons (liants et non liants) de cette molécule. n L = n max - p n max p n L = n max - p avec n max le nombre d'électrons pour saturer la couche externe et p nombre d'électrons périphériques d'un atome n L Le nombre de liaisons n L peut être calculé par la relation :   Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome est égal au nombre d'électrons qu'il doit acquérir pour saturer sa couche externe à un octet d'électrons (ou un duet pour l'atome d'hydrogène). de chaque atome la constituant.   Le nombre d’électrons qui apparaissent dans cette représentation doit être égal à la somme des nombres d’électrons périphériques

4 AtomeZ formule électronique Nombre de liaisons Hydrogène H1(K) 1 n = 2 – 1 = 1 Chlore Cl17(K) 2 (L) 8 (M) 7 n = 8 – 7 = 1 Oxygène O8(K) 2 (L) 6 n = 8 – 6 = 2 Azote N7(K) 2 (L) 5 n = 8 – 5 = 3 Carbone C6(K) 2 (L) 4 n = 8 – 4 = 4  n d ’n d ’ =(p-n L )/2  Le nombre des doublets non liants n d ’ est : n d ’ =(p-n L )/2 Exemple : Formule bruteCO 2 NH 3 H2OH2O Structure électronique C: (K) 2 (L) 4 O: (K) 2 (L) 6 N: (K) 2 (L) 5 H: (K) 1 O: (K) 2 (L) 6 nLnL n L (C)=4 n L (O)=2 n L (N)=3 n L (H)=1 n L (O)=2 nd’nd’ n d ’(C)=0 n d ’(O)=2 n d ’(N)=1 n d ’(H)=0 n d ’(O)=2 Structure de Lewis

5 3-Notion d’isomérie 1-3-Formule brute : Indique le nombres d’atomes différentes constituant la molécule. 2-3-Formule développée : Indique l’ordre dans lequel les atomes sont liés. 3-3-Formule semi-développée : Ne présente pas les liaisons covalentes avec l’hydrogène. 4-3-Isomérie et isomères On dit que des molécules sont des isomères, si elle possèdent la même formule brute et que leurs formules développées sont différentes. Exemple : les isomères de la molécule : Éthanol Oxyde de diméthyle 4-Géométrie des molécules. 1-4-Disposition spatiale des doublets. Les doublets liants et non liants se repoussent (charge négative) et la disposition spatiale d'une molécule est liée à cette répulsion, de façon à ce qu'ils soient le plus loin possible.

6 La moléculeformegéométrie Modèle moléculaire CH 4 Tétraèdre régulier H2OH2O V Plane coudée CO 2 Linéaire NH 3 pyramidale - : - Les liaisons situées en avant du plan de la feuille sont dessinées en traits épaissis: 2-4-Représentation en perspective de Cram. Convention : - : - Les liaisons situées dans le plan de la feuille sont dessinées en traits pleins: - - Les liaisons en arrière du plan de la feuille sont dessinées en pointillés.

7 Exemples :