LYCEE RUE TAIEB ELMHIRI MENZEL TEMIME
COURS-2 : DE L’ATOME AUX EDIFICES CHIMIQUES
SCIENCES PHYSIQUES : CLASSES : 2 SCIENCES T-BACCARI
Page 1 sur 2 A. LA REGLE DE L’OCTET
I. ACTIVITE A
1) Pourquoi les gaz rares sont qualifiés de « gaz inertes » ? Peuvent-ils donner des ions ? 2) Qu’est ce qui spécifie leurs formules électronique ?
On donne :
Gaz rare (ou inerte) Hélium (He) Néon (Ne) Argon (Ar)
Z 2 10 18
3) Tout atome tend à acquérir la stabilité d’un gaz rare. Que faut-il faire ?
Réponse :
1) Présente une inertie chimique : ce sont des atomes stables
2) He(Z = 2) ∶ (K) ; ( = 10) ∶ (K) (L) ; Ar(Z = 18): (K) (L) (M) : leurs couches électroniques externes sont saturées à 2 (duet) ou huit (octet) électrons appariés deux à deux.
3) Un atome tend à saturer sa couche externe à deux ou à huit électrons en captant, en cédant ou en partageant des électrons.
II. RESULTAT A
Règle du duet et de l’octet : Pour acquérir une plus grande stabilité chimique, un atome tend à saturer sa couche électronique externe à 2 ou à huit électrons de valence.
Les formules électroniques satisfaisant cette règle sont (K)
(K) (L) ; (K) (L) (M) III. EVALUATION-A
Préciser la tendance des atomes de numéros atomiques Z=3, Z=6, Z=8, Z=15, Z=17.
B. FORMATION DE LA MOLECULE : LIAISON COVALENTE
I. ACTIVITE B
Consigne : La notation (ou la structure) de Lewis est une représentation des électrons de la dernière couche : on modélise un électron célibataire par un « point » et un doublet par un « tiret ».
Application : On considère les atomes suivants :
Atome (X)
Hydrogène (H)
Hélium (He)
Carbone (C)
Azote (N)
Oxygène (O)
Néon (Ne)
Magnésium (Mg)
Chlore (Cl)
Argon (Ar)
Z 1 2 6 7 8 10 12 17 18
1) On considère les atomes d’hélium, de néon et d’argon a) Ecrire leurs formules électroniques
b) Ecrire leurs la structure de Lewis de chaque atome. En déduire que le nombre de doublets liants est nul.
2) On considère maintenant les atomes restant.
a) Déterminer les formules électroniques de chaque atome.
b) Déterminer la structure de Lewis de chaque atome. En déduire le nombre de doublets liants et le nombre de doublets non liants et la valence.
3) Déterminer la structure électronique de Lewis des molécules suivantes tout en précisant le nombre de liaisons covalentes : H2, N2, O2, Cl2,
4) Sachant que l’électronégativité caractérise la tendance d’un élément à attirer le doublet d’électrons de la liaison covalente, déterminer la représentation de Lewis des molécules suivantes :
HCl, H2O, NH3 et C2H6O. On donne l’échelle de l’électronégativité :
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H (2,1) He (0)
Li (1,0) Be (1,5) B (2,0) C (2,5) N (3,0) O (3,5) F (4,0) Ne (0) Na (0,9) Mg (1,2) Al (1,5) Si (1,8) P (2,1) S (2,5) Cl (3,0) Ar (0)
II. RESULTAT-B
La structure électronique (ou schéma) de Lewis est une représentation des électrons de valence.
Dans la structure électronique de Lewis, on fait apparaitre les doublets liants et les doublets non liants.
Pour satisfaire la règle de l’octet, l’atome tend à perdre, à gagner ou à partager les électrons liants et donc il tend à établir de(s) liaison(s) covalente(s) (mise en commun d’un doublet liant).
L’électronégativité caractérise la tendance d’un élément à attirer le doublet d’électron de la liaison covalente.
La valence d’un atome est sa capacité à s’associer à un autre atome. Elle est égale au nombre de doublet liant.
III. EVALUATION-B
Exercice .1 : On donne quelques éléments chimiques et leurs numéros atomiques :
Elément Mg Cl O Na
Z 12 17 8 11
1) Préciser pour chaque atome :
a) la structure électronique de Lewis correspondante.
b) le gaz rare le plus proche et son numéro atomique.
2) Que doivent faire ces atomes pour se stabiliser ? en déduire la nature et le symbole des entités qu’ils peuvent donner.
3) Quelle est la formule statistique des composés que l’on peut obtenir à partir de ces entités ? Exercice. 2 : Déterminer le schéma de Lewis de la molécule SO3.
C. FORMATION DE L’ION HYDRONIUM ( ) ET DE L’ION AMMONIUM ( )
I. ACTIVITE C
Déterminer la représentation de Lewis des ions hydronium et ammonium.
On donne : H (Z=1) ; O (Z=8) ; N (Z=7).
II. RESULTAT-C
Un ion hydronium est un ion polyatomique positif (cation) où l’hydrogène acquiert la structure de l’hélium et l’oxygène garde le même octet que le néon.
Un ion ammonium est un ion polyatomique positif (cation) où l’hydrogène acquiert la structure de l’hélium et l’azote garde le même octet que le néon.
La liaison qui se forme entre H (possédant une lacune électronique) et O ou N (possédant un doublet électronique non liant) est une liaison dative. Dans cette liaison covalente, H gagne un électron et sa charge diminue d’une unité et O ou N perd un électron et sa charge augmente d’une unité.
III. EVALUATION-C
Exercice n°1 : Déterminer la représentation de Lewis de SO3 et SO . Exercice n°2 : pages 59 et 60.
D. LES COMPOSES IONIQUES : LA LIAISON IONIQUE
I. ACTIVITE-D
1) Observer la vidéo ci-contre
2) Dégager une définition de la liaison ionique.
II. RESULTAT-D
Une liaison ionique résulte d’une attraction électrostatique entre deux ions de charges opposées.
