Doublet non liant

monoatomique. Un atome qui a gagné un ou plusieurs électrons devient un ion négatif monoatomique appelé anion monoatomique. Dans les solutions et les cristaux ioniques…, pour un atome donné certains ions sont privilégiés, par exemple Na+ et non Na2+, Mg2+ et non Mg+, Cl- et non Cl—ou Cl+. Les règles du « duet » et de l’octet permettent de justifier leur existence. 1. Exemples de cations monoatomiques L'ion lithium L'atome de lithium Z = 3 a la configuration électronique ( K )2 ( L )1. En perdant un électron

plane), et d'autre part la géométrie de la molécule (agencement spatial des atomes). Les atomes d'une molécule vont s'associer en mettant en commun des électrons de façon à former des doublets afin que chaque atome tende vers la configuration électronique du gaz rare voisin.1 Ces électrons sont les électrons liants qui, attirés par les deux noyaux et localisés principalement entre eux, sont responsables de la stabilité de la molécule. Ils constituent la liaison covalente. Seuls les électrons de valence2

des molécules. 1. Liaison covalente. 1.1 Définition. Une liaison covalente entre deux atomes correspond à la mise en commun entre ces deux atomes de deux électrons de leurs couches externes pour former un doublet d'électrons appelé doublet liant. Le doublet liant, mis en commun entre les deux atomes, est considéré comme appartenant à chacun des atomes liés. 1.2 Nombre de liaisons covalentes établies par un atome. Le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome

autres gaz rares possèdent 8 éléctrons syr leur couche éléctronique externe. On parle de STRUCTURE EN OCTET. 2) La liaison covalente. La liaison covalente consiste à la mise en commun par deux atomes d’un ou plusieurs doublets d’électrons appelés doublets de liaison ou doublets liants. Remarques : Les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux atomes et doivent être pris en compte dans le total des électrons de chaque atome. En formant des liaisons de covalence, chaque atome acquiert

molécules Relier l’isomérie à la couleur d’une espèce chimique Plan : La liaison covalente Rappels sur les atomes Construction des molécules Formules de LEWIS Doublets liants et non liants Représentation de LEWIS des molécules Géométrie des molécules La méthode VSEPR : Répulsion des doublets La représentation de CRAM L’isomérie Z/E Définition Conséquence : L’isomérisation photochimique CONCLUSION DU CHAPITRE 6 Ce qu’il faut SAVOIR 1 - Décrire

O S Cl Z 1 6 7 8 16 17 (K)2(L)8(M) (K)2(L)8(M) 6 7 Formule électronique Nombre d'esur couche externe Nombre d'emanquant pour obéir aux règles du et de l'octet Nombre de doublets liants: nl Nombre de doublets non liants: nnl (K) 1 2 (K) (L) 4 2 (K) (L) 5 2 (K) (L) 6 1 4 5 6 6 7 1 4 3 2 2 1 1 4 3 2 2 1 0 0 1 2 2 3 Seconde – TP Chimie

molécule ou d’un ion Modélisation de l’ensemble des liaisons (liantes ou non) et des charges formelles (Aucune indication sur la géométrie spatiale de la molécule) Remarque : Les molécules possédant un total d’électrons de valence impaire possèdent un électron célibataire Règle de l’octet (pour les atomes de la 2 ème et 3 ème période) Les atomes tendent à s’entourer de quatre paires d’électrons (doublets liants ou non liants) Exceptions à la règle de l’octet pour des atomes de la 3ème

électronique de l’atome d’oxygène : . Il possède 6 électrons de valence et doit former 2 liaisons covalentes pour respecter la règle de l’octet. Il y a électrons de valence dans la molécule soit 6 doublets au total. Les 4 doublets qui ne sont pas des liaisons covalentes constituent 2 doublets non liants sur chaque atome pour respecter la règle de l’octet. Schéma de Lewis : est une molécule diatomique homonucléaire (deux atomes de même nature) donc elle n’est pas polaire. 7. Un ion monoatomique

du « duet » et de l’octet les liaisons que peut établir un atome | |Formules de Lewis ; géométrie des molécules. |(C,N, O, H) avec les atomes voisins. | |Rôle des doublets non liants. |Interpréter la représentation de Lewis de quelques molécules simples. | |Isomérie Z/E |Mettre en relation la formule de Lewis et la géométrie

covalentes que  l’atome peut établir 4)- Vérification :  -    L’Hélium He respecte la règle du Duet : -    Il forme aucune liaison simple (aucun doublet liant). Il possède 1 doublet (2 é) non liant. -    L’atome de carbone C respecte la règle de l’Octet : -    Il forme 4 liaisons simples (4 doublets liants). Il ne possède aucun doublet non liant. EXERCICE 4 Isomérie Z ou E : -    Dans le cas présent, les deux atomes d’hydrogène ne sont pas dans le même demi-plan par rapport à l’axe de la