Deux électrons célibataires de deux atomes différents s'associent et forment une liaison dite de covalence.
Ces liaisons sont représentées par des tirets entre les deux atomes.
Il faut également représenter les doublets non-liants de chacun des atomes.
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Des liaisons doubles peuvent se former si chacun des atomes met en commun 2 électrons célibataires.
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Chaque atome a tendance à compléter sa structure électronique externe à 8 électrons (4 doublets) c'est la règle de l'octet !!!
Exercices corrigés : Les molécules.
Exercice 1.
La molécule d’ammoniac a pour formule brute NH3. (N : atome d’azote Z=7 ; H atome d’hydrogène
Z=1).
1. Déterminer pour chaque atome sa structure électronique. Combien d’électrons externes possèdent ils ?
2. Combien d’électrons leur manque-t-il pour obtenir une structure en duet ou en octet ?
Combien de liaisons covalentes nl doivent-ils établir pour obtenir cette structure ?
3. Déterminer le nombre total nt d’électrons externes de la molécule, puis le nombre nd de doublets non liants.
4. Etablir la représentation de Lewis de cette molécule.
5. Donner la représentation de Cram de cette molécule en tenant compte de la répulsion électronique des doublets liants et non liants.
Exercice 2.
La molécule de dichlore a pour formule brute Cl2. (Cl atome de chlore Z=17).
1. Déterminer pour chaque atome sa structure électronique. Combien d’électrons externes possèdent ils ?
2. Combien d’électrons leur manque-t-il pour obtenir une structure en duet ou en octet ?
Combien de liaisons covalentes nl doivent-ils établir pour obtenir cette structure ?
3. Déterminer le nombre total nt d’électrons externes de la molécule, puis le nombre nd de doublets non liants.
4. Etablir la représentation de Lewis de cette molécule.
Exercice 3.
La molécule de méthanal a pour formule brute CH2O. (C atome de carbone Z=6 ; O atome d’oxygène
Z=8).
1. Déterminer pour chaque atome sa