La règle de l'octet

Qu'est-ce que la règle de l'octuor ?

Les gaz nobles sont historiquement connus sous le nom de gaz inertes. Leur nom nous donne un indice sur leur comportement. Ils sont inodores, incolores, ont des énergies d'ionisation élevées et de faibles affinités électroniques, et sont généralement extrêmement peu réactifs. En fait, on a longtemps cru qu'ils ne réagissaient avec aucun autre élément (bien que nous sachions maintenant que c'est faux, comme tu le verras plus loin dans l'article).

Si nous examinons leurs configurations électroniques, nous découvrons une explication à l'inertie relative des gaz nobles : ils ont tous des enveloppes extérieures d'électrons pleines. Pour tous les gaz nobles, à l'exception de l'hélium, cela signifie qu'ils ont huit électrons dans leur enveloppe extérieure.

Le fait d'avoir une enveloppe extérieure complète d'électrons rend un atome extrêmement stable, ce qui est très souhaitable. Par conséquent, les autres atomes ont tendance à essayer de gagner ou de perdre des électrons jusqu'à ce qu'ils aient des enveloppes extérieures pleines, et comme cela implique généralement d'avoir exactement huit électrons de valence, ce phénomène est connu sous le nom de règle de l'octuple.

Respecter la règle de l'octuor

Grâce à la règle de l'octuor, il est facile de prévoir comment certains éléments réagissent lorsqu'ils se lient. Par exemple :

• Les métaux du groupe I ont un électron dans leur enveloppe extérieure. Ils ont tendance à perdre cet électron afin d'obtenir une configuration électronique de gaz noble.
• Les métaux du groupe II ont deux électrons dans leur enveloppe externe. Ils ont tendance à perdre ces deux électrons pour obtenir une configuration électronique de gaz noble.
• Les non-métaux du groupe VI ont six électrons dans leur enveloppe externe. Ils ont tendance à gagner deux électrons afin d'obtenir une configuration électronique de gaz noble.
• Les halogènes du groupe VII ont sept électrons dans leur enveloppe externe. Ils ont tendance à gagner un électron pour obtenir une configuration électronique de gaz noble.

La règle de l'octuor et les diagrammes de Lewis

Nous pouvons utiliser la règle de l'octuor pour nous aider à prédire la structure probable d'une molécule lorsque nous sommes confrontés à plusieurs diagrammes de Lewis différents. Elle est également utile pour dessiner des schémas de Lewis à partir de zéro.

Voici comment tu dois procéder :

1. Détermine le nombre total d'électrons de valence de la molécule.
2. Dessine la position approximative des atomes dans la molécule.
3. Relie les atomes par des liaisons covalentes simples.
4. Ajoute des électrons aux atomes extérieurs jusqu'à ce qu'ils aient des enveloppes externes pleines d'électrons.
5. Compte le nombre d'électrons que tu as ajoutés et soustrais-le du nombre total d'électrons de valence de la molécule que tu as calculé plus tôt. Cela t'indique combien d'électrons il te reste.
6. Ajoute les électrons restants à l'atome central.
7. Utilise les paires d'électrons solitaires des atomes extérieurs pour former des liaisons covalentes doubles avec l'atome central jusqu'à ce que tous les atomes aient des enveloppes extérieures complètes.

Nous allons commencer par appliquer ce processus au dioxyde de carbone,_CO2. Tout d'abord, nous devons compter le nombre d'électrons de valence de la molécule. Le carbone fait partie du groupe IV et possède donc quatre électrons de valence. L'oxygène fait partie du groupe VI et possède donc six électrons de valence. Le nombre total d'électrons de valence de la molécule est donc de 4 + 2(6) = 16.

Nous dessinons ensuite la position approximative des atomes dans la molécule et ajoutons des liaisons covalentes simples entre eux. Ici, nous dessinons un atome de carbone central relié à deux atomes d'oxygène extérieurs par des liaisons covalentes simples.

Dioxyde de carbone. Anna Brewer, StudySmarter Original

Ensuite, nous utilisons notre première application de la règle de l'octet. Chaque atome veut avoir huit électrons de valence, ce qui lui donne une coquille extérieure complète. Nous commençons par examiner les atomes extérieurs. Dans ce cas, il s'agit des deux atomes d'oxygène. Tous deux n'ont actuellement que deux électrons de valence provenant de la liaison covalente qu'ils partagent avec le carbone. Pour obtenir une enveloppe extérieure complète, chaque oxygène doit gagner six électrons supplémentaires. Dessine-les.

Dioxyde de carbone. Anna Brewer, StudySmarter Original

Si nous additionnons le nombre total d'électrons de valence que nous avons ajoutés à la molécule, nous trouvons 2(2) = 4 électrons provenant des deux liaisons simples, et 6(2) = 12 électrons provenant des paires solitaires. 12 + 4 = 16, ce qui, tu t'en souviens peut-être, est le nombre d'électrons de valence que le dioxyde de carbone est autorisé à avoir. Nous ne pouvons pas ajouter d'autres électrons. Cependant, notre structure de Lewis n'est pas complète. C'est là que la règle de l'octuor entre à nouveau en jeu. L'atome de carbone central n'a actuellement que quatre électrons dans son enveloppe extérieure ; pour obtenir une enveloppe extérieure complète et satisfaire à la règle de l'octuor, il lui en faut huit. Pour lui donner quatre électrons supplémentaires, nous utilisons une paire d'électrons solitaires de chaque atome d'oxygène pour former deux doubles liaisons C=O.

Dioxyde de carbone. Anna Brewer, StudySmarter Original

Tous les atomes satisfont maintenant à la règle de l'octuor. Notre structure est complète.

Limites et exceptions de la règle de l'octuor

Bien que la règle de l'octuor soit un excellent modèle, elle ne tient pas toujours la route. En fait, elle comporte quelques exceptions notables.

Nombre impair d'électrons

Certaines molécules ont un nombre impair d'électrons. Pour cette raison, il leur est impossible d'obéir à la règle de l'octuor. Il s'agit notamment des radicaux libres tels que le monoxyde d'azote et le dioxyde d'azote.

Oxyde nitrique, à gauche, et dioxyde d'azote, à droite. Anna Brewer, StudySmarter Original

Les octets incomplets

D'autres atomes, en particulier les deux membres de la période 1 et les plus petits membres du groupe III, sont capables de former des molécules avec des octets incomplets. L'hydrogène et le lithium sont tous deux stables avec seulement deux électrons de valence. Lorsqu'ils se lient, ils prennent la configuration électronique de l'hélium, ^1s2. L'enveloppe externe des électrons ne contient qu'une sous-coquille s, ce qui signifie qu'elle n'a de la place que pour une seule paire d'électrons. Par conséquent, le fait de n'avoir que deux électrons de valence satisfait leur désir d'avoir une coquille externe complète.

Le bore et l'aluminium sont également capables de former des molécules stables avec des octets incomplets. Prenons l'exemple du trifluorure de bore, _BF3. Il se compose d'un atome de bore central relié à trois atomes de fluor extérieurs par des liaisons covalentes simples. Les atomes de fluor ont des octets complets, mais pas le bore : il n'a que six électrons dans son enveloppe extérieure. Cependant, le bore trouve cet arrangement stable et ne réagit donc plus. Le trichlorure d'aluminium agit de la même manière.

Molécules à octets incomplets : trifluorure de bore et chlorure d'aluminium. Anna Brewer, StudySmarter Original

Les octets étendus

Certains atomes, en particulier ceux de la troisième période et au-delà, sont capables de former des octets élargis. Cela signifie que l'atome possède plus de huit électrons dans son enveloppe extérieure. Ces électrons vont dans la sous-coquille d, ce qui explique pourquoi les éléments des périodes 1 et 2 ne peuvent pas former d'octets élargis - ils n'ont pas de sous-coquille d. C'est également la raison pour laquelle certains gaz rares peuvent former des liaisons. Comme nous l'avons exploré, les gaz rares ne sont généralement pas réactifs car ils possèdent déjà une coquille extérieure complète d'électrons. Cependant, les gaz rares de la période 3 et au-delà peuvent former des liaisons avec d'autres atomes ; les électrons supplémentaires liés vont dans la sous-coquille d.

Le pentachlorure de phosphore est un exemple de molécule dont l'octet est élargi. Cette molécule est constituée d'un atome de phosphore central lié à cinq atomes de chlore par des liaisons covalentes simples. Le phosphore possède dix électrons dans son enveloppe de valence, ce qui lui confère un octuor élargi.

Une molécule avec un octuor élargi : le pentachlorure de phosphore. Crédit image : commons.wikimedia.org

Un autre exemple est le tétrafluorure de xénon, composé d'un atome central de xénon relié à quatre atomes de fluor par des liaisons covalentes simples. Il possède douze électrons dans son enveloppe extérieure.

C'est tout pour cet article. Avec un peu de chance, tu devrais maintenant comprendre ce que nous entendons par la règle de l'octuor et être capable de dessiner des diagrammes de Lewis en utilisant la règle de l'octuor comme guide. Tu devrais également être en mesure d'identifier les exceptions à la règle de l'octuor.