644 Chapitre 24
Molécules et solvants
Y a-t-il des exceptions à la règle de l’octet et du duet ?
Oui, il y a des exceptions parmi lesquelles on distingue :
• Les composés radicalaires ou radicaux qui présentent un ou plusieurs électrons célibataires.
Par exemple, nous pouvons citer le radical méthyle CH 3 de forme de Lewis H C
H
H
• Les acides de Lewis qui présentent une orbitale atomique inoccupée.
Par exemple, nous pouvons citer le borane BH 3 de forme de Lewis H B
H
H
• Les édifices constitués d’un élément appartenant à la période 3 (et au delà) du tableau
périodique qui peut être sujet au phénomène d’hypervalence.
Par exemple, nous pouvons citer le phosphorane PH 5 de forme de Lewis
P
H
H
H
H
H
Les éléments à partir de la 3
e période du tableau périodique peuvent s’entourer d’un nombre
de doublets supérieur à 4 (sans dépasser leur nombre d’électrons de valence).
Définition : Hypervalence
La justification théorique de ce phénomène ne peut pas être précisée sans la théorie des
orbitales moléculaires. Nous pouvons cependant souligner qu’à partir de la 3
e période
les atomes centraux sont suffisamment gros pour permettre la constitution de plus de
4 liaisons covalentes.
Existe-t-il différentes façons de créer une liaison covalente ?
Dans les exemples traités jusqu’ici, la formation des liaisons covalentes s’est faite de manière symétrique (monoélectronique) :
A
+
B
A B
Mais elle se fait parfois de manière asymétrique (biélectronique) :
A
+
B
A
⊕
B
Il apparaît alors une charge formelle sur chaque atome, due au fait que le doublet est apporté par
un seul atome. Les charges électroniques ne sont donc plus compensées par la charge du noyau.
• Compter les électrons des doublets non liants de l’atome étudié.
• Ajouter au décompte un électron par doublet liant associé à l’atome.
• En déduire le nombre N d’électrons attribués à l’atome.
• Comparer N au nombre d’électrons de valence N v de l’atome isolé et calculer la charge
formelle CF = N v − N .
Méthode 24.1 : Déterminer les charges formelles d’une forme de Lewis
partagelivrescpge.blogspot.com
Molécules et solvants
Y a-t-il des exceptions à la règle de l’octet et du duet ?
Oui, il y a des exceptions parmi lesquelles on distingue :
• Les composés radicalaires ou radicaux qui présentent un ou plusieurs électrons célibataires.
Par exemple, nous pouvons citer le radical méthyle CH 3 de forme de Lewis H C
H
H
• Les acides de Lewis qui présentent une orbitale atomique inoccupée.
Par exemple, nous pouvons citer le borane BH 3 de forme de Lewis H B
H
H
• Les édifices constitués d’un élément appartenant à la période 3 (et au delà) du tableau
périodique qui peut être sujet au phénomène d’hypervalence.
Par exemple, nous pouvons citer le phosphorane PH 5 de forme de Lewis
P
H
H
H
H
H
Les éléments à partir de la 3
e période du tableau périodique peuvent s’entourer d’un nombre
de doublets supérieur à 4 (sans dépasser leur nombre d’électrons de valence).
Définition : Hypervalence
La justification théorique de ce phénomène ne peut pas être précisée sans la théorie des
orbitales moléculaires. Nous pouvons cependant souligner qu’à partir de la 3
e période
les atomes centraux sont suffisamment gros pour permettre la constitution de plus de
4 liaisons covalentes.
Existe-t-il différentes façons de créer une liaison covalente ?
Dans les exemples traités jusqu’ici, la formation des liaisons covalentes s’est faite de manière symétrique (monoélectronique) :
A
+
B
A B
Mais elle se fait parfois de manière asymétrique (biélectronique) :
A
+
B
A
⊕
B
Il apparaît alors une charge formelle sur chaque atome, due au fait que le doublet est apporté par
un seul atome. Les charges électroniques ne sont donc plus compensées par la charge du noyau.
• Compter les électrons des doublets non liants de l’atome étudié.
• Ajouter au décompte un électron par doublet liant associé à l’atome.
• En déduire le nombre N d’électrons attribués à l’atome.
• Comparer N au nombre d’électrons de valence N v de l’atome isolé et calculer la charge
formelle CF = N v − N .
Méthode 24.1 : Déterminer les charges formelles d’une forme de Lewis
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