Règles du duet et de l'octet
Les gaz nobles
Les gaz nobles, rares ou inertes étudiés en seconde sont les suivant :
- hélium : : (K)²
- néon : : (K)² (L)⁸
- argon : : (K)² (L)⁸ (M)⁸
Les gaz rares ont été pris comme modèles de stabilité chimique. Au cours d'une réaction chimique les éléments chimiques vont chercher à acquérir la stabilité chimique, c'est-à-dire à avoir la même structure électronique que les gaz nobles, en gagnant ou perdant des électrons.
Les règles du duet et de l'octet
Les éléments chimiques de numéro atomique proche de celui de l'hélium (Z=2) adoptent la structure électronique (K)². Ils ont alors deux électrons sur leur couche externe.
Les éléments chimiques de numéro atomique inférieur à 18 adoptent la structure électronique du néon ou de l'argon (le gaz noble le plus proche). Ils portent alors huit électrons sur leur couche externe (couche L (néon) ou M (argon))
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Types de liaison
Pour acquérir cette stabilité chimique, il faut que l'atome récupère, ou perde des électrons. Pour cela, il va capter, ou se faire capter un/des électron/s à un autre atome.
Lorsqu'un atome capte un électron d'un autre atome, il se lie avec celui-ci (et forme une molécule). Il existe différentes types de liaison : les liaisons ioniques, et les liaisons covalentes. Pour les différencier, il faut regarder la différence d'électronégativité (se note εx) des deux atomes. (Cette donnée se trouve dans le tableau périodique)
Une liaison est dites ionique si la différence d'électronégativité est supérieure ou égale à 1.7.
Le fluorure de lithium (LiF) comporte une liaison ionique. (εF = 4.0 ; εLi = 1.0) εF - εLi vaut 3.0 et est bien supérieur à 1.7.
Une liaison est dites covalente polarisée si la différence d'électronégativité est inférieure à 1,7 et supérieur à 0.
Le chlorure d'hydrogène (HCl) comporte une liaison covalente polaire. (εCl = 3.16 ; εH = 2.2) εCl - εH vaut 0.94 et est bien supérieur à 0 et inférieur à 1.7.
Si la différence vaut 0, c’est une liaison covalente pure.