Des atomes aux molécules
Objectifs
À la fin de ce chapitre, vous saurez :
• expliquer la stabilité des gaz rares ;
• énoncer et appliquer les règles du duet et de l'octet ;
• définir la liaison covalente et distinguer doublets liants et doublets non liants ;
• établir la représentation de Lewis de quelques molécules (H2, Cl2, H2O, NH3...) ;
• reconnaître quelques exceptions à la règle de l'octet (NO, PCl5).
Prérequis : notion de molécule, formule électronique d'un atome, couche externe.
Situation de départ
Le plongeur respire grâce à sa bouteille l'oxygène de l'air, sous forme de molécules de dioxygène O2. On trouve aussi l'atome d'oxygène dans les molécules d'eau H2O. Dans la nature, les atomes sont rarement isolés : ils sont associés dans des molécules, des cristaux ou des métaux.
Pourquoi les atomes s'associent-ils, et selon quelles règles ?
I. Les règles du duet et de l'octet
1. La stabilité des gaz inertes
L'hélium, le néon et l'argon sont des gaz formés d'atomes isolés (gaz monoatomiques), peu abondants dans l'air : ce sont les gaz rares. Ils ne réagissent presque pas : on dit qu'ils sont chimiquement inertes (ou nobles).
On en profite : l'hélium, ininflammable, gonfle les ballons sondes et les dirigeables ; la soudure sous argon évite la combustion des métaux et la formation d'oxydes.
Structure électronique des gaz inertes
| Gaz | Z | Formule électronique | Électrons externes |
|---|---|---|---|
| hélium He | 2 | (K)2 | 2 |
| néon Ne | 10 | (K)2(L)8 | 8 |
| argon Ar | 18 | (K)2(L)8(M)8 | 8 |
La stabilité des gaz inertes est liée à leur couche externe saturée à 2 électrons (un duet) pour l'hélium ou à 8 électrons (un octet) pour les autres.
2. Énoncé des règles
Pour acquérir une plus grande stabilité chimique, les atomes ont tendance à saturer leur couche externe à 2 électrons (règle du duet) ou à 8 électrons (règle de l'octet).
Pour y parvenir, un atome peut :
• perdre ou gagner des électrons et devenir un ion monoatomique : Na (K)2(L)8(M)1 donne Na+ (K)2(L)8, Cl (K)2(L)8(M)7 donne Cl- (K)2(L)8(M)8 ;
• mettre en commun des électrons avec d'autres atomes et former une molécule.
II. La liaison covalente
Une molécule est une entité électriquement neutre et stable, formée d'un nombre limité d'atomes liés entre eux. Selon G. N. Lewis (1875-1946), qui proposa en 1916 la théorie de la liaison covalente et la règle de l'octet, une liaison entre deux atomes résulte de la mise en commun de deux électrons externes, chaque atome en apportant un.
Ce doublet liant forme une liaison covalente ; il appartient aux deux atomes et compte pour chacun d'eux. Dans la représentation de Lewis, il est noté par un tiret entre les deux atomes.
1. La molécule de dihydrogène
Le dihydrogène est un gaz incolore, très léger et inflammable. Chaque atome H (K)1 n'a qu'un électron. En les mettant en commun, les deux atomes forment un doublet liant : chacun dispose alors de 2 électrons, comme l'hélium. C'est une application de la règle du duet.
2. La molécule de dichlore
Le dichlore est un gaz jaune verdâtre, d'odeur piquante. Chaque atome Cl (K)2(L)8(M)7 a 7 électrons externes : il lui en manque un. Les deux atomes mettent en commun un doublet liant ; chacun garde ses 3 autres doublets externes, appelés doublets non liants, représentés par des tirets autour de l'atome. Chaque chlore est entouré de 4 doublets, soit 8 électrons : la règle de l'octet est respectée.
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