Exercice 1.9 À partir des notations de Lewis, déterminez le nombre de doublets
d’électrons ainsi que le nombre d’électrons célibataires sur la couche de valence
des atomes suivants : K, Ge, Sb, Ba et I.
Exercice 1.10 Pour l’atome de brome :
a) représentez sa con?guration électronique à l’aide des cases quantiques ;
b) dessinez sa notation de Lewis ;
c) dites combien il a d’électrons de cœur ;
d) dites combien il a d’électrons de valence ;
e) dites combien il a d’électrons célibataires.
1.5 Règles du doublet et de l’octet
Au cours de ses recherches, Lewis constate que les gaz rares, appelés également gaz « nobles »
ou « inertes », ne se combinent pas avec d’autres atomes, car ils béné?cient d’un arrangement électronique leur conférant une stabilité parti culière. En effet, qu’il s’agisse du néon,
du krypton, du xénon ou du radon, ils possèdent tous une con?guration électronique dans
laquelle le dernier niveau d’énergie est complètement rempli en électrons. Lewis avance
donc l’idée que tous les atomes cherchent à acquérir cette stabilité en tentant d’obtenir (ou
d’imiter) la con?guration électronique des gaz rares. Il énonce la règle de l’octet (du latin
octo qui signi?e « huit »), puisque les éléments tendent à obtenir huit électrons sur leur
couche de valence. De façon générale, il faut huit électrons pour combler un niveau électronique, c’est-à-dire deux électrons dans l’orbitale s et six électrons dans les orbitales p.
Cependant, l’hydrogène et l’hélium ne respectent pas la règle de l’octet. En effet,
l’hélium est un gaz rare, très stable, même s’il ne possède que deux électrons sur sa
couche de valence. L’hydrogène, pour sa part, cherche à compléter sa couche de valence
(l’orbitale atomique 1s), en s’entourant de deux électrons. Dans ces deux cas particuliers, il s’agit alors de la règle du doublet.
Il existe des exceptions à la règle de l’octet et à celle du doublet. En effet, les éléments à
partir de la troisième période peuvent avoir un octet étendu dans lequel la couche de valence
contient plus de huit électrons. Cela est possible en raison de la disponibilité des orbitales
d dans lesquelles des électrons peuvent se placer. En?n, la règle de l’octet fait aussi exception
dans le cas des éléments de la famille IIIA ou 13 (B, Al, etc.) dont l’octet est incomplet. Ces
atomes ne s’entourent généralement que de six électrons sur leur couche de valence
2
.
Lewis propose que l’obtention d’une stabilité maximale se réalise de deux manières.
D’une part, les atomes peuvent partager des électrons avec d’autres atomes pour combler mutuellement leur valence et ainsi respecter la règle du doublet ou de l’octet. Par
cette mise en commun, ils forment des liaisons chimiques covalentes (voir les sections
1.6.1 et 1.6.2, p. 12 et 14). D’autre part, les atomes peuvent aussi accepter ou céder des
électrons, ce qui mène à la formation d’ions (Na
+ , Cl
−
, Ca
2+
, etc.) et de composés ioniques (NaCl, CaCl 2 , etc.) (voir la section 1.6.3, p. 16).
1.6 Différents types de liaisons chimiques
et structures de Lewis des molécules
Les structures de Lewis sont des représentations permettant d’illustrer les molécules
et les ions polyatomiques en associant les électrons célibataires des atomes formant les
structures pour tenter de respecter les règles de l’octet et du doublet. Cette association
entre les atomes mène à différentes catégories de liaisons chimiques. En chimie organique,
il existe deux types principaux de liaisons chimiques : la liaison covalente (non polaire,
polaire et de coordination ou de coordinence) et la liaison ionique. Les liaisons de coordination ne seront toutefois pas traitées dans ce chapitre.
Depuis les années 1960, des
études ont toutefois mené à la
découverte de quelques composés chimiques moléculaires
(exciplexes) du xénon, du
krypton et du radon.
REMARQUE
1.6 Différents types de liaisons chimiques et structures de Lewis des molécules
11
d’électrons ainsi que le nombre d’électrons célibataires sur la couche de valence
des atomes suivants : K, Ge, Sb, Ba et I.
Exercice 1.10 Pour l’atome de brome :
a) représentez sa con?guration électronique à l’aide des cases quantiques ;
b) dessinez sa notation de Lewis ;
c) dites combien il a d’électrons de cœur ;
d) dites combien il a d’électrons de valence ;
e) dites combien il a d’électrons célibataires.
1.5 Règles du doublet et de l’octet
Au cours de ses recherches, Lewis constate que les gaz rares, appelés également gaz « nobles »
ou « inertes », ne se combinent pas avec d’autres atomes, car ils béné?cient d’un arrangement électronique leur conférant une stabilité parti culière. En effet, qu’il s’agisse du néon,
du krypton, du xénon ou du radon, ils possèdent tous une con?guration électronique dans
laquelle le dernier niveau d’énergie est complètement rempli en électrons. Lewis avance
donc l’idée que tous les atomes cherchent à acquérir cette stabilité en tentant d’obtenir (ou
d’imiter) la con?guration électronique des gaz rares. Il énonce la règle de l’octet (du latin
octo qui signi?e « huit »), puisque les éléments tendent à obtenir huit électrons sur leur
couche de valence. De façon générale, il faut huit électrons pour combler un niveau électronique, c’est-à-dire deux électrons dans l’orbitale s et six électrons dans les orbitales p.
Cependant, l’hydrogène et l’hélium ne respectent pas la règle de l’octet. En effet,
l’hélium est un gaz rare, très stable, même s’il ne possède que deux électrons sur sa
couche de valence. L’hydrogène, pour sa part, cherche à compléter sa couche de valence
(l’orbitale atomique 1s), en s’entourant de deux électrons. Dans ces deux cas particuliers, il s’agit alors de la règle du doublet.
Il existe des exceptions à la règle de l’octet et à celle du doublet. En effet, les éléments à
partir de la troisième période peuvent avoir un octet étendu dans lequel la couche de valence
contient plus de huit électrons. Cela est possible en raison de la disponibilité des orbitales
d dans lesquelles des électrons peuvent se placer. En?n, la règle de l’octet fait aussi exception
dans le cas des éléments de la famille IIIA ou 13 (B, Al, etc.) dont l’octet est incomplet. Ces
atomes ne s’entourent généralement que de six électrons sur leur couche de valence
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.
Lewis propose que l’obtention d’une stabilité maximale se réalise de deux manières.
D’une part, les atomes peuvent partager des électrons avec d’autres atomes pour combler mutuellement leur valence et ainsi respecter la règle du doublet ou de l’octet. Par
cette mise en commun, ils forment des liaisons chimiques covalentes (voir les sections
1.6.1 et 1.6.2, p. 12 et 14). D’autre part, les atomes peuvent aussi accepter ou céder des
électrons, ce qui mène à la formation d’ions (Na
+ , Cl
−
, Ca
2+
, etc.) et de composés ioniques (NaCl, CaCl 2 , etc.) (voir la section 1.6.3, p. 16).
1.6 Différents types de liaisons chimiques
et structures de Lewis des molécules
Les structures de Lewis sont des représentations permettant d’illustrer les molécules
et les ions polyatomiques en associant les électrons célibataires des atomes formant les
structures pour tenter de respecter les règles de l’octet et du doublet. Cette association
entre les atomes mène à différentes catégories de liaisons chimiques. En chimie organique,
il existe deux types principaux de liaisons chimiques : la liaison covalente (non polaire,
polaire et de coordination ou de coordinence) et la liaison ionique. Les liaisons de coordination ne seront toutefois pas traitées dans ce chapitre.
Depuis les années 1960, des
études ont toutefois mené à la
découverte de quelques composés chimiques moléculaires
(exciplexes) du xénon, du
krypton et du radon.
REMARQUE
1.6 Différents types de liaisons chimiques et structures de Lewis des molécules
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