SOS physique-chimie

Bonjour,

J’ai bien compris la création de doublets non liants et de laissons covalentes pour tous les éléments chimiques dont le nombre d’électrons est supérieur ou égal à 4 sur la couche externe (règle de l’octet à respecter) mais ne comprends pas du tout comment ça fonctionne pour les autres éléments qui cherchent à « perdre » leurs électrons dont le nombre est inférieur à 3 sur leur couche externe.

Pourriez-vus m’aiguiller sur ce dernier point, SVP ?

Bonjour,

De façon générale, tous les éléments chimiques vont, pour des raisons de stabilité, chercher à vérifier les règles du duet ou de l'octet. Pour cela, les atomes peuvent

- former des ions, auquel cas ils perdent ou gagnent des électrons pour atteindre le nombre d'électron voulu dans la couche externe (donc 2 pour la règle du duet relative à la couche K - 8 pour la règle de l'octet pour les couches suivantes).

- Former des liaisons covalentes, auquel cas les atomes formant la liaison mettent en commun un ou plusieurs électrons, pour satisfaire, de même, les règles du duet et de l'octet. Et cela concerne les atomes, pas uniquement ceux qui ont au moins 4 atomes dans leur couche externe. Par exemple, la molécule HCl : l'atome de chlore possède 7 électrons dans sa couche externe (il en faut 8 pour gagner en stabilité), l'atome d'hydrogène en possède 1 (il en faut 2 pour gagner en stabilité). Ils mettent alors chacun 1 électron en commun.

Cela répond-il à vos interrogations ? Sinon, pouvez vous préciser ? Merci.

L'exemple de l'hydrogène H est l'exception qui ne me permet pas de résoudre mon problème malheureusement.

Pour moi, les éléments dont le nombre d'électrons est supérieur ou égal à 4 sur la couche externe ont un nombre de liaisons covalentes égal au nombre d'électrons à "ajouter" pour remplir cette dernière couche (règle de l'octet).
Je comprends ce nombre de liaisons covalentes comme des "tunnels" entre atomes qui permettent de mettre en commun le nombre d'électrons suffisant pour remplir la dernière couche électronique.

Malheureusement, cette notion de "tunnel" pour mie en commun d'électrons ne fonctionne plus pour les éléments avec un nombre d'électrons inférieur à 4 sur la couche externe (sauf pour H) car ces éléments ont autant de liaisons covalentes que d'électrons sur leur couche externe sauf erreur de ma part.

Dans le premier cas, les liaisons covalentes permettent de combler la couche externe alors que dans le second (Li, Na, Be, Mg, B, Al), elles semblent permettre à l'atome de se débarrasser de ses électrons "en trop" pour tenter d'avoir la configuration électronique du gaz rare le plus proche.
Je comprends que la mise en commun d'électrons permet de rajouter les électrons à la couche externe mais je ne vois vraiment pas du tout comment ça fonctionne pour Li, Na, Be, Mg, B et Al qui cherchent à "perdre" des électrons et qui en ont d'autres par doublet liant sans pour autant remplir leur couche externe.

J'espère avoir été suffisamment claire. :o)

Ça y est, je pense avoir compris. :o)

(Li, Na, Be, Mg, B, Al) ne créent jamais de liaison covalente sinon ça remplirait leur couche externe alors qu'ils cherchent à perdre des électrons => les liaisons sont alors forcément ioniques pour ces éléments !

Tous les autres éléments (incluant l'hydrogène H) peuvent se permettre de créer des liaisons soit ioniques, soit covalentes en fonction des atomes avec lesquels ils souhaitent interagir, non ?

Merci de me dire si c'est bien çà, SVP. :o)

Bonjour,

Ce que vous dites est très pertinent. C'est très bien.
Les atomes qui possèdent moins de 4 électrons sur leur couche de valence peuvent toutefois former également des liaisons covalentes, dans le but de satisfaire la règle de l'octet. Mais il n'arriveront pas jusque là. Si par exemple un atome possède 3 électrons sur sa couche de valence, il pourra faire 3 liaisons covalentes, donc s'entourer de 6 électrons. Il lui en manquera 2 pour atteindre la règle de l'octet. On dit que la molécule possède alors une lacune électronique. De ce fait, la molécule que l'on obtient n'est pas la plus stable possible. La molécule est prête à accepter deux électrons (donc un doublet d'électrons) d'une autre composé. Cela confère à la molécule (avant le gain de ce doublet), des propriétés chimiques particulières (on les appelle "acide de Lewis"). Tout cela est bien entendu hors programme au lycée.

Tout cela est-il clair ?

Bonjour,

Merci de votre réponse qui me perd tout de même un peu dans ma compréhension du problème mais, comme vous me dites que votre explication très pointue est hors programme lycée, je ne m'en fais pas à mon niveau de seconde. :o)

Je vais donc rester au fait que (Li, Na, Be, Mg, B, Al) créeront des liaisons ioniques pour obtenir la stabilité dont on nous a parlée.

Cela dit, pourriez-vous me dire comment ça se passe au niveau d'une liaison ionique quand l'atome "perd" son électron pour remplir un "trou" dans la couche externe de l'atome voisin et créer ainsi une liaison, SVP ?
Je croyais que l'atome perdait réellement son électron mais ça ne semble pas être le cas car cela permet de créer une liaison avec l'autre atome receveur, non ?

Concrètement, peut-on dire dans NaCl que Na laisse son électron remplir l'emplacement disponible dans Cl pour créer une liaison (Na+ ; Cl-) mais qu'en réalité l'électron ne quitte jamais réellement l'atome Na ? Le fait de dire qu'un atome perd un électron pour créer un ion ne serait donc pas réel mais qu'une vision de l'esprit pour signifier que cet atome met à disposition cet électron pour créer un pont avec un autre atome qui aurait besoin d'un électron ?

Ça fait beaucoup de questions à la fois mais j'avoue que ça me semble très important de bien comprendre ces fonctionnements avant d'aller plus en avant en chimie. :o)

Non... J'ai réussi à vous faire mélanger ces deux notions (liaisons covalentes et interaction ionique).

Concernant les ions, Na perd réellement son électron et devient Na+, et Cl le gagne réellement aussi pour devenir Cl-.

Et comme vous le faisiez remarquer, les atomes des colonnes de gauche, dans la classification périodique, vont avoir tendance à former des ions positifs en perdant réellement leurs électrons en trop pour satisfaire les règles duet ou de l'octet.

Ce que j'ajoutais dans mon dernier message, c'est que ces atomes peuvent tout de même faire des liaisons covalentes (dans le but de gagner des électrons, et non plus d'en perdre (comme ils cherchent à le faire en formant des ions positifs)). Mais le nombre d'électrons que l'on trouve dans leur couche de valence ne leur permettent pas de s'entourer de 8 électrons. Si un atome possède 3 électrons dans sa couche de valence, il pourra faire 3 liaison convalentes, ce qui lui permettra d'être entouré de 6 électrons. Il en manquera donc 2 pour satisfaire à la règle de l'octet. Il est donc prêt à accueillir un doublet d'électron. Or, certains atomes possèdent des doublets d'électrons libres (c'est à dire : 2 électrons qui ne sont pas prisonniers d'une liaison covalente). Un tel atome peut alors partager son doublet d'électron avec celui à qui il en manque 2 dans son entourage pour satisfaire à la règle de l'octet.

Mais vous vous contenterez, pour votre classe, de retenir que les atomes des colonnes de gauche de la classification formeront des ions positifs pour satisfaire la règle de l'octet, très majoritairement.

Est ce que c'est plus clair ?

Oui... et non. :o)

Le fait qu'un atome perde réellement un électron pour devenir un ion et le donner à un autre ne me permet pas de comprendre en quoi cela constitue une liaison entre ces 2 éléments chimiques car, si l'atome perd son électron, il ne garde plus aucun lien avec "l'endroit" où il va aller donc comment peut-on concevoir qu'une liaison se forme dès que cet électron libre va se fixer sur la couche externe d'un autre atome pour former un ion négatif, SVP ?

Autant la covalence me semble parfaitement assimilée, autant la liaison ionique est encore un peu nébuleuse pour moi dans la compréhension du phénomène même si cela ne m'empêche pas de réaliser les exercices demandés... mais bon, un peu de compréhension réelle ne fait pas de mal. :o)

En fait, comme une charge électrique positive attire une charge électrique négative, l'ion positif (obtenu après transfert d'électron) et l'ion négatif (obtenu après avoir gagner l'électron) vont s'attirer. C'est ce qui constitue la liaison ionique entre ces deux ions. On ne modélise pas cette liaison ionique par un trait, comme on le fait pour la liaison covalente. Mais ces ions sont tout de même liés par cette interaction ionique.

Très bien, merci.
Dernière petite question : dans la molécule NaOH, peut-on dire que la liaison Na-O est ionique et O-H covalente, SVP ?

Oui, c'est exactement ça. C'est très bien.

Super, merci.
Sujet à clôturer... et à bientôt. :o)

Très bien, à bientôt sur le forum et bonne continuation.