Modele de lewis

START

LE MODELE DE LEWIS

Avant de commencer l'activité , c'est parti pour un petit QCM !

GO!

Où sont situés les électrons de valence ?

Sur la couche externe

Sur la couche 3

Sur la couche 2p

Quelle est la configuration électronique de l'atome d'hydrogène (Z= 1 ) ?

1s

2

1s

1

1s

Combien d'électron peut contenir la couche électronique n= 2 ?

2 électrons

6 électrons

8 électrons

Les atomes situés dans la même colonne du tableau périodique ont :

Le même nombre d'électrons

le même nombre d'électrons de valence

Le même nombre de couches électronique

L'atome d'oxygène a 6 électrons sur sa couche externe 1s² 2s² 2p⁴ , pour être stable il va :

vouloir capter 2 électrons

Donner 2 protons

Vouloir céder 4 électrons

FAUX

maintenant on va étudier comment les atomes s'organisent pour former des molécules!

GO!

Bien joué !

Gilbert Lewis (1875-1946) est chimiste et théoricien, il est l’auteur d’un modèle de représentation des molécules, nommé modèle de Lewis : ce modèle permet de représenter les atomes et d’établir les structures des molécules à partir de règles simples.
Il propose en particulier la notion de liaison covalente avec la mise en commun de deux électrons pour lier les atomes entre eux…

Ces structures de Lewis, désormais couramment utilisées, ont été très vivement critiquées à leur début : en effet, comment deux électrons de charges négatives pourraient-ils s’apparier pour créer une liaison ?

Lewis a été nommé 41 fois pour le prix Nobel de chimie mais ne l’a jamais obtenu. Allons dans son laboratoire pour étudier cette " représentation de Lewis "

OK!

Liasons covalentes

MOLéCULES

STABILITé

MOLECULES ET LEURS FORMULES BRUTS

Formule de Lewis et stabilité

Tout atome cherche à acquérir une structure électronique stable comme celle du gaz noble correspondant dans la classification périodique...

Dit autrement un atome est stable si le nombre d’électrons de valence qui l’entourent sature sa couche de valence

Dans les entités (ions, molécules) qu'ils forment, les atomes ont tendance à adopter la configuration électronique externe du gaz noble le plus proche en suivant les 2 règles suivantes :

• la règle du duet : les atomes dont le numéro atomique est proche de celui de l'hélium Z= 2 ont tendance à adopter sa configuration à deux électrons (1s²) ;

• la règle de l’octet : les autres atomes ont tendance à adopter la configuration électronique externe de l’atome dit gaz noble le plus proche avec huit électrons.

En s’associant entre eux pour former des molécules, les atomes vont chercher à acquérir une plus grande stabilité.

Chaque atome respectera donc soit la règle du duet, soit la règle de l’octet. Les formules de Lewis des molécules permettent de vérifier le respect de ces règles en comptabilisant les électrons des liaisons covalentes et des doublets non liants pour chaque atome de la molécule.

Liaison covalente et doublets non liants

Dans les molécules, les atomes mettent en commun des électrons afin de gagner en stabilité.

Pour former des liaisons entre 2 atomes, leur électrons de valence sont mis en commun. Les paires d’électrons ainsi formées sont des doublets liants.

On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés (A et B représentent des atomes ) :

Les électrons de valence d’un atome qui ne participent pas aux liaisons covalentes sont répartis en doublets d’électrons appelés doublets non liants. Voici leur représentation :

Il arrive que deux atomes mettent en commun plus de deux électrons on qualifie alors la liaison formée de « liaison multiple ».

Si deux atomes mettent en commun quatre électrons alors il s’agit d’une liaison double.

Si deux atomes mettent en commun six électrons alors il s’agit d’une liaison triple.

Les liaisons doubles et triples sont plus "fortes" que les liaisons simples, il faut donc plus d'énergie pour les casser, dans l'espace elles sont aussi plus courtes.

Remarque: la limite de mise en commun est de six électrons et il n’existe pas de liaison quadruple ou quintuple.

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Ordre de remplissage des sous-couches électroniques : 1s → 2s → 2p → 3s → 3p.