Règle du duet et de l'octet

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Terminale S+1

Règle du duet et de l'octet

Message par Terminale S+1 » mer. 9 sept. 2020 21:38

Bonjour,

J'aurais une question sur la règle du duet et de l'octet.
Mon prof, dans son cours a dis que le lithium a un électron sur sa couche externe. Pour être stable, il va céder cet électron et est donc électro-posotif.


Mais pourquoi il ne va pas se lier à 7 autres électrons ?
Comme par exemple, le carbone a 4 électrons sur sa couche externe, il va se lier à 4 autres électrons (ce qui fait qu'il est tétravalent). Pourquoi ne raisonne t'on pas de même avec le lithium ?

Comment sait on alors si un élément va céder un électron, ou va se lier à d'autres électrons pour être stable ?

Merci de votre attention.
Bonne soirée.
SoS(12)
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Re: Règle du duet et de l'octet

Message par SoS(12) » jeu. 10 sept. 2020 07:30

Bonjour,

Bien sûr en toute rigueur les deux possibilités sont possibles (perdre un électron ou en gagner 7). Mais énergétiquement, la perte d'un électron est bien plus accessible que le gain de 7 ! le coût énergétique du gain de 7 électron est excessif.

L'exemple du carbone est bon, car la perte comme le gain est de 4 électrons. Dans les deux cas, le coût énergétique est trop important (en gros, un atome perd ou on gagne au maximum 3 électrons dans des conditions habituelles). C'est par une stratégie de mise en commun d'électrons dans le cadre de liaisons covalentes que le C va "gagner" 4 électrons et obtenir une couche externe saturée.

Pour être simple, lors de la formation d'ions par perte ou gain d'électrons, l'atome va "utiliser la solution la plus simple", tant que le nombre d'électrons à perdre ou à gagner n'excède pas 3 électrons. Sinon, c'est pas formation de liaisons (qui ne peut être qu'un gain d'électrons) dans le cadre d'une molécule que l'atome va obtenir une couche externe saturée. Parfois, les deux solutions sont possibles (H ou Cl par exemple).

En espérant vous avoir été utile.
Terminale S+1

Re: Règle du duet et de l'octet

Message par Terminale S+1 » jeu. 10 sept. 2020 17:04

Merci de votre réponse, monsieur, cela m'a été utile.
SoS(12) a écrit :
jeu. 10 sept. 2020 07:30
Pour être simple, lors de la formation d'ions par perte ou gain d'électrons, l'atome va "utiliser la solution la plus simple", tant que le nombre d'électrons à perdre ou à gagner n'excède pas 3 électrons.
Pourquoi 3 électrons ? Par exemple, avec mon exemple du carbone, le carbone peut "gagner" 4 électrons, ce qui fait qu'il est tétravalent. Il va avoir 4 électrons en commun avec un autre atome, pour devenir stable.

Merci de votre attention
SoS(3)
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Re: Règle du duet et de l'octet

Message par SoS(3) » jeu. 10 sept. 2020 21:39

Bonsoir
Comme l'expliquait mon collègue, au delà de la perte de 3 électrons, cela devient énergétiquement compliqué . Il y très peu d'ions monovalents avec une charge 4+ et 4- je n'en connais pas. Dans le cas du carbone, il s'agit de l'établissement de liaisons covalentes .
Terminale S+1

Re: Règle du duet et de l'octet

Message par Terminale S+1 » ven. 11 sept. 2020 10:13

Donc, si j'ai bien compris, dans le cas où la différence d'électronégativité de deux éléments est inférieur à 2, des liaisons covalentes se forment.
Sinon, ce sont des ions qui se forment (un électron va "complètement" donner ou gagner un électron, tant que le nombre d'électrons à donner ou à gagner n'excède pas 3 électrons).

C'est cela ?

Merci de votre attention.
SoS(12)
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Re: Règle du duet et de l'octet

Message par SoS(12) » ven. 11 sept. 2020 17:14

Bonjour,

Effectivement, de fortes différences d'électronégativité (et une différence de 2 sur l'échelle de Pauling est une grosse différence) vont plutôt orienter les atomes vers la constitution de deux ions séparés (avec gain ou perte totale d'électrons).

Il faut bien comprendre également que si certains atomes peuvent former des ions ou former des liaisons covalentes (c'est classiquement le cas du chlore par exemple), d'autres ne peuvent pas former d'ions (car trop d'électrons à céder ou à capter, comme pour le carbone) et n'ont d'autre choix que de former des liaisons covalentes.

De toutes façons, les deux modèles (de l'ion et de la liaison covalente) sont en réalité les extrémités d'une réalité plus nuancée, où les interactions réelles entre les atomes sont une version intermédiaire, entre l'ion (captation totale des électrons par un des deux atomes) et la liaison covalente (les électrons restent localisés entre les deux atomes).
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