Géométrie de Quelques Molécules

I- Règles du Duet et de l’Octet

1- Stabilité chimique des gaz rares
- Hélium 2He, Néon 10Ne et Argon 18Ar sont des gaz rares. Ces éléments n’existent
dans la nature que sous forme d’atomes isolés. Ils ne réagissent pas avec les autres éléments
chimiques (ne forment pas de molécules ou d’ions). Ils sont qualifiés de nobles.
- Les gaz rares sont stables à l’état d’atome isolé car leur couche externe est saturée.
Gaz rares Hélium 2He Néon 10Ne Argon 18Ar
Structure électronique …………………….. …………………….. ……………………..

2- Stabilités des autres éléments chimiques

A l’exception des gaz nobles, Les éléments chimiques n’existent pas naturellement
sous forme d’atomes isolés, car sous cette forme ils ne sont pas stables (leurs couches
externes ne sont pas saturées). C’est pourquoi ils se transforment et s’associent, de façon à
augmenter leur stabilité : Ils cherchent toujours à acquérir la structure électronique d’un gaz
noble de numéro atomique le plus proche.
3- Enoncés des règles du Duet et de l’Octet
- La règle de Duet : Au cours des transformations chimiques, les éléments chimiques
de numéro atomique (Z4) évoluent de manière à avoir la structure électronique du Hélium
2He : (K)2. Ils ont alors deux électrons sur la couche externe.
- La règle de l’Octet : Au cours des transformations chimiques, les éléments chimique
de numéro atomique : (4<Z18) évoluent de manière à avoir la structure électronique du
Néon 10Ne : (K)2(L)8 ou Argon 18Ar : (K)2(L)8(M)8. Dons ils portent 8 électrons (un octet)
sur leur couche externe.
Remarque importante
Pour respecter la règle du duet ou de l’octet, un atome peut gagner ou perdre des
électrons en se transformant en ion mais il peut aussi établir une liaison chimique avec un
autre atome pour former une molécule.
 4- Applications sur les ions monoatomiques
Les ions monoatomiques sont stables car ils vérifient les règles de Duet et de
l’Octet.

Structure
Structure Structure
électronique du Ion
Atome électronique de électronique de
gaz rare le plus correspondant
l’atome l’ion
proche

Lithium : 3Li ………………. ………………. ………………. ……………….

Aluminum : 13Al ………………. ………………. ………………. ……………….

Fluor : 9F ………………. ………………. ………………. ……………….

Béryllium : 4Be ………………. ………………. ………………. ……………….

Chlore :17Cl ………………. ………………. ………………. ……………….

Sodim : 11Na ………………. ………………. ………………. ……………….

II- Représentation de Lewis d’une molécule

1- Molécule
- La molécule est un ensemble d’atomes reliés entre eux par une ou plusieurs liaisons
chimiques, appelées liaisons covalentes.
- Les liaisons covalentes permettent aux atomes de gagner le nombre d’électrons dont
ils ont besoin pour satisfaire la règle de l’octet (ou duet).
- La molécule est stable et électriquement neutre.
- Chaque molécule est caractérisée par une formule chimique brute (cette formule
indique la nature des atomes qui la constituent et le nombre de chacun de ces atomes) :
Exemple : Méthane : CH4.
- Il existe trois types de molécules :
* Les molécules des ……………………… : H2, N2, O2, O3.
* Les molécules des …………………………… : CO2, H2O, CH4, HCl.
* Les ……………………………….. : glucose C6H12O6, Aspirine C9H8O4.
2- Liaisons covalentes (doublets liants)
- Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle les deux atomes se
partagent deux électrons (chaque atome fournit un électron) de leurs couches externes afin
de former un doublet d’électrons liant les deux atomes.
 - On représente la liaison covalente (ces deux électrons) par un trait entre les
symboles des deux atomes A-B (cas général). Exemple : H-Cl.
- Le nombre de liaisons covalentes (doublets liants) nL peut se calculer par la relation
suivant : …………………………………………………………………………..
Avec :
p : Nombre d’électrons pour saturer la coucher externe (p = 2 ou p = 8).
ne : Nombre d’électrons de valence (nombre d’électrons externes) d’un atome.
Remarque importante
Il y a trois types de liaisons covalentes :
Deux atomes peuvent mettre en commun 2 électrons (un par un atome), 4 électrons
(deux par atome) ou 6 électrons (trois par atome) :
- Liaison covalente …………….. : 2 électrons (un par un atome). Exemple : ………..
- Liaison covalente …………….. : 4 électrons (deux par atome). Exemple : ………..
- Liaison covalente ……………. : 6 électrons (trois par atome). Exemple : …………
3- Les doublets non liants (doublets libres)
- Les électrons externes d’un atome qui ne participent pas aux liaisons covalentes,
restent sur cet atome et sont répartis en doublets d’électrons appelés doublets non liants.
- Le nombre de doublets non liants (doublets libres) nNL peut se calculer par la
relation suivant : ……………………………………………………………………………
Avec :
ne : Nombre d’électrons de valence (nombre d’électrons externes) d’un atome.
nL : Nombre de doublets liants (liaisons covalentes).

4- Représentation de Lewis d'une molécule

La représentation de Lewis d’une molécule est une représentation des atomes et de
tous les doublets d’électrons (liants et non liants) de cette molécule.
Pour représenter les molécules selon le modèle de Lewis, on suit les étapes
suivantes :
- Ecrire le nom et la formule brute de la molécule.
- Ecrire la configuration (Structure) électronique de chaque atome constituant la
molécule.
- Trouver ne le nombre d’électrons de la couche externe de chaque atome
constituant la molécule.
 - Déterminer nt le nombre total d’électrons externes intervenant dans la molécule en
faisant la somme des différents ne. On écrit alors : ……………………………………………
- Trouver nd le nombre global de doublets d’électrons (liants et non liants) en
divisant par 2 le nombre total d’électrons externes de la molécule, …………………………
- Déterminer nL le nombre de liaisons covalentes (doublets liants) de chaque atome :
……………………………………………………………………………………………
- Déterminer nNL le nombre de doublets non liants (doublets libres) de chaque atome
en utilisant la relation suivante : ……………………………………………………………..
- Finalement, représenter la molécule selon le modèle de Lewis.
Exercice
Nombre
Nombre Nombre
Nombre de
structure global de de Représentation
Molécule global doublet
électronique doublet liaison de Lewis
d’électrons non
d’électrons covalente
liants

HCl

CH4

NH3

CO2

Remarque importante
La représentation de Lewis ne donne pas d’indication sur la géométrie de la
molécule (elle ne fournit pas d’informations sur la répartition spatiale des atomes dans la
molécule). L’explication de cette géométrie est donnée par le modèle de Gillespie.
 III- Géométrie des molécules
1- Géométrie spatiale des molécules (modèle de Gillespie)
Doublet
Représentation de de Répartition des doublets Forme de la
Molécule Modèle spatial
Lewis l’atome dans l’espace molécule
central

4 ……………
CH4 liaisons ……………
simples. …………..

3
liaisons
simples ……………
NH3 et ……………
doublet …………..
non
liant.
2
liaisons
simples ……………
H2O et 2 ……………
doublets …………..
non
liant.

2
liaisons
……………
simples
CH2O ……………
et 1
…………..
double
liaison.

2 ……………
CO2 doubles ……………
liaisons. …………..
 - Dans la molécule, Les doublets liants et non liants (qui sont chargés négativement)
se repoussent (c’est-à-dire ils exercent les uns sur les autres des forces de répulsion). Donc la
disposition spatiale d'une molécule est liée à cette répulsion.
- Dans le modèle de Gillespie, les doublets liants et non liants s’orientent dans
l’espace de façon à minimiser les répulsions, donc à être le plus loin possible les uns des
autres.
- Comment représenter (dessiner) une molécule en 3 dimensions 3D sur une feuille à
deux dimensions ? Voir tableau.
Remarque
On trouve souvent un atome central relié par d’autres atomes par des liaisons
covalentes.
2- Représentation de Cram
Modèle de Cram permet de représenter les molécules et leurs liaisons sur une feuille
à deux dimensions (elle fait apparaître les liaisons en perspective).
- Les liaisons situées dans le plan de la feuille sont dessinées en
traits pleins. ………………..

- Les liaisons situées en avant du plan de la feuille sont dessinées

en traits épaissis. ………………..

- Les liaisons en arrière du plan de la feuille sont dessinées en

pointillés. ………………..

Exemple

Ammoniac NH3 Méthane NH4 Ethane C2H6

 III- Isomères
1- Types de formules
……………….. : La formule brute d’une molécule indique le type et le nombre
d’atomes dans la molécule. Elle ne donne pas d’information sur l’enchaînement des atomes.
……………………………….…….. : La formule développée est une forme
simplifiée de la formule de Lewis, dans laquelle les doublets non-liants ne sont pas
représentés (Toutes les liaisons covalentes entre les atomes apparaissent).
……….……………….. : La formule semi-développée est plus concise que la formule
développée. Dans cette formule, les liaisons concernant l’hydrogène ne sont pas représentées.
Exemple

Formule brute Formule développée Formule semi-développée

C2H6O

2- Isomère
Les isomères sont des composés qui ont mêmes formules brutes mais des formules
développées différentes (qui ont des propriétés physiques et chimiques différentes).
Exemple
La formule brute C2H6O donne ………………………..isomères :
…………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………
Exercice
La molécule de trichlorure de phosphore a pour formule PCl3.
1- Donner la formule électronique d'un atome de phosphore (Z=15) et celle d'un atome
de chlore (Z=17).
2- En déduire le nombre d'électrons de la couche externe des atomes de phosphore
et de chlore.
3- Calculer le nombre d'électrons apportés par l'ensemble des couches externes des
atomes de la molécule.
4- En déduire le nombre de doublets de la molécule.
5- Donner la représentation de Lewis de la molécule.
6- Préciser les nombres de doublets liants et de doublets non liants.