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DE L’ATOME AUX MOLÉCULES Vers des entités chimiques stables Stabilité des couches électroniques remplies Stabilité des couches électroniques remplies Concept de base : 1. Les atomes montrent une stabilité accrue lorsque leur couche de valence est remplie. 2. Cette couche est appelée "couche...

DE L’ATOME AUX MOLÉCULES Vers des entités chimiques stables Stabilité des couches électroniques remplies Stabilité des couches électroniques remplies Concept de base : 1. Les atomes montrent une stabilité accrue lorsque leur couche de valence est remplie. 2. Cette couche est appelée "couche de valence saturée". Exemples d'atomes stables : 1. Hélium (2He) : 2 électrons de valence - stabilité élevée. 2. Néon (10Ne) : 8 électrons de valence - également très stable. Modèle de Bohr : 1. Décrit l'organisation des électrons en couches autour du noyau atomique. 2. La dernière couche occupée estcelle des électrons de valence. Importance des liaisons covalentes : 1. La formation de liaisons covalentes permet aux atomes de partager des électrons, atteignant ainsi une structure stable similaire à celle d'une couche de valence saturée. Types de liaisons 1. Les liaisons peuvent être : 2. Simples (1 doublet) 3. Doubles (2 doublets) 4. Triples (3 doublets) Mise en commun de deux électrons Théorie de Lewis 1. La mise en commun de deux électrons de valence entre deux atomes forme une liaison covalente, représentée par un doublet d'électrons. Stabilité des entités chimiques 1. Les atomes A et B se lient pour former une entité AB si cette nouvelle configuration est plus stable que les atomes isolés. 2. En formant une liaison covalente, chaque atome acquiert une structure stable correspondant à une couche de valence saturée. Liaisons covalentes 1. Les liaisons peuvent prendre différentes formes :  2. Simple (2 électrons) 3. Double (4 électrons) 4. Triple (6 électrons) Formule de Lewis Définition La formule de Lewis représente l’organisation des électrons de valence d’une molécule ou d’un ion polyatomique. Doublets Les électrons de valence se regroupent en doublets : 1. Doublets liants : Partagés entre deux atomes (ex : liaison simple, double, triple). 2. Doublets non liants : Non engagés dans une liaison, restant sous l’influence d’un seul noyau. Types de liaisons 1. Liaison simple : 2 électrons (1 doublet liant). 2. Liaison double : 4 électrons (2 doublets liants). 3. Liaison triple : 6 électrons (3 doublets liants). DE L’ATOME AUX MOLÉCULES Cas des atomes du vivant Cas des atomes H, C, N et O Voici un résumé concis sur le Cas des atomes H, C, N et O : Hydrogène (H) 1. 1 électron de valence. 2. Nécessite 1 électron pour saturer sa couche (duet). 3. Monovalent avec une liaison simple (H₂). Carbone (C) 1. 4 électrons de valence. 2. Nécessite 4 électrons pour saturer la couche (octet). 3. Tétravalent : peut former 4 liaisons simples, ou mélanger simples et doubles (ex : méthane CH₄). Azote (N) 1. 5 électrons de valence. 2. Nécessite 3 électrons pour saturer la couche (octet). 3. Trivalent : peut former jusqu'à 3 liaisons simples, ou combinaisons de simples et doubles (ex : ammoniac NH₃). Oxygène (O) 1. 6 électrons de valence. 2. Nécessite 2 électrons pour saturer la couche (octet). 3. Divalent : peut former 2 liaisons simples ou 1 double (ex : eau H₂O). Notion d’ions polyatomiques Définition 1. Les ions polyatomiques sont des entités composées de plusieurs atomes, portant une ou plusieurs charges (positives ou négatives). 2. Contrairement aux molécules neutres, ils présentent des caractéristiques de charge. Formules de Lewis 1. Les formules de Lewis des ions polyatomiques doivent indiquer la charge associée à ces ions. Exemples 1. Étude principalement centrée sur des ions avec charges liées aux atome d'oxygène ou d'azote, en raison de leur importance dans des contextes tels que les acides aminés en biochimie. Cas des atomes P et S Voici un résumé sur le Cas des atomes P et S : Phosphore (P) 1. Possède 5 électrons de valence, similaire à l'azote. 2. Capable de former des liaisons covalentes et de dépasser l'octet dans des composés stables, surtout en tant qu'ion (ex : ion phosphate PO₄³⁻). Soufre (S) 1. Possède 6 électrons de valence, semblable à l'oxygène. 2. Peut également former des liaisons covalentes et dépasser l'octet, permettant des configurations stables (ex : ion sulfate SO₄²⁻, ou le sulfure d'hydrogène H₂S). Capacité à dépasser l'octet 1. Contrairement aux atomes comme C, N, et O, qui ne peuvent avoir plus de 4 doublets d'électrons, P et S peuvent former liaisons supplémentaires en occupant des orbitales d'une couche supérieure.