Constitution de la matière/Les molécules

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Règles du duet et de l'octet

Les gaz nobles

Les gaz nobles, rares ou inertes étudiés en seconde sont les suivant :

hélium : $_{2}^{4}\mathrm {H} e$ : (K)²

néon : $_{10}^{20}\mathrm {N} e$ : (K)² (L)⁸

argon : $_{18}^{40}\mathrm {A} r$ : (K)² (L)⁸ (M)⁸

Les gaz rares ont été pris comme modèles de stabilité chimique. Au cours d'une réaction chimique les éléments chimiques vont chercher à acquérir la stabilité chimique, c'est-à-dire à avoir la même structure électronique que les gaz nobles, en gagnant ou perdant des électrons.

Les règles du duet et de l'octet

Début d’un principe

Règle du duet

Les éléments chimiques de numéro atomique proche de celui de l'hélium (Z=2) adoptent la structure électronique (K)². Ils ont alors deux électrons sur leur couche externe.

Fin du principe

Début d’un principe

Règle de l'octet

Les éléments chimiques de numéro atomique inférieur à 18 adoptent la structure électronique du néon ou de l'argon (le gaz noble le plus proche). Ils portent alors huit électrons sur leur couche externe (couche L (néon) ou M (argon))

Fin du principe

.

Types de liaison

Pour acquérir cette stabilité chimique, il faut que l'atome récupère, ou perde des électrons. Pour cela, il va capter, ou se faire capter un/des électron/s à un autre atome.

Lorsqu'un atome capte un électron d'un autre atome, il se lie avec celui-ci (et forme une molécule). Il existe différentes types de liaison : les liaisons ioniques, et les liaisons covalentes. Pour les différencier, il faut regarder la différence d'électronégativité (se note ε_x) des deux atomes. (Cette donnée se trouve dans le tableau périodique)

Début d’un principe

Liaison ionique

Une liaison est dites ionique si la différence d'électronégativité est supérieure ou égale à 1.7.

Début de l'exemple

Exemple de liaison ionique

Le fluorure de lithium (LiF) comporte une liaison ionique. (ε_F = 4.0 ; ε_Li = 1.0) ε_F - ε_Li vaut 3.0 et est bien supérieur à 1.7.

Fin de l'exemple

Fin du principe

Début d’un principe

Liaison covalente

Une liaison est dites covalente polarisée si la différence d'électronégativité est inférieure à 1,7 et supérieur à 0.

Début de l'exemple

Exemple de liaison covalente polarisée

Le chlorure d'hydrogène (HCl) comporte une liaison covalente polaire. (ε_Cl = 3.16 ; ε_H = 2.2) ε_Cl - ε_H vaut 0.94 et est bien supérieur à 0 et inférieur à 1.7.

Fin de l'exemple

Si la différence vaut 0, c’est une liaison covalente pure.

Début de l'exemple

Exemple de liaison covalente pure

Le dioxygène (

Début d’une formule chimique

O₂

Fin d’une formule chimique

) comporte une liaison covalente pure. (ε_O = 3.44) ε_O - ε_O vaut 0.

Fin de l'exemple

Fin du principe