Enoncés des règles du duet et de l'octet

Qu'est-ce qu'un gaz noble ?

Les éléments chimiques appelés gaz rares ou gaz nobles se trouvent dans la dernière colonne de la classification périodique.

Ils forment une famille un peu à part d'espèces chimiques extrêmement stables : ils se présentent toujours sous forme monoatomique et ils ne prennent pas part aux transformations chimiques avec d'autres espèces pour former des liaisons ou des ions.

Cette stabilité se traduit par un remplissage total de leur couche externe : leur couche externe est dite "saturée".

Quelques exemples :

  • L'Hélium (He) a un numéro atomique égal à 2 (Z=2) et a sa structure électronique suivante : (K)²

La couche externe K contient deux électrons (duet), soit le maximum pour la couche K, elle est donc saturée.

  • Le Néon (Ne) a un numéro atomique égal à 10 (Z=10) et a sa structure électronique suivante : (K)2(L)8

La couche externe L contient huit électrons (octet), soit le maximum pour la couche L, elle est donc saturée.

  • L'Argon (Ar) a un numéro atomique égal à 18 (Z=18) et a sa structure électronique suivante : (K)2(L)8(M)8

La couche externe M contient huit électrons (octet), mais elle n'est pas saturée car son maximum d'électrons est 18.

Quel est ce gaz noble ? Un exemple de gaz noble : le néon

Règles du duet et de l'octet

Ainsi, en dehors des gaz nobles, tous les autres atomes sont instables et vont chercher à gagner en stabilité en adoptant la structure électronique du gaz noble le plus proche dans la classification périodique.

  • Règle du duet (applicable aux atomes de numéro atomique Z ≤ 4) : un atome ou un ion est stable si la couche externe (la couche K dans le cas présent) est remplie avec deux électrons.
  • Règle de l'octet (applicable aux atomes de numéro atomique Z > 4) : un atome ou un ion est stable si la couche externe (L, M...) est remplie avec huit électrons.

Le gain en stabilité va alors se faire en gagnant ou en perdant des électrons.

Remarque : toute transformation chimique conduit vers la stabilité la plus grande qui demande le déploiement d'un minimum d'énergie pour arriver à cette stabilité. La structure électronique des éléments chimiques des trois premières lignes de la classification périodique est assez facile à prévoir en appliquant la règle du duet et la règle de l'octet. Par contre, au-delà, cela devient un peu plus compliqué. On s'arrêtera donc dans le cas présent aux éléments des trois premières périodes du tableau de classification périodique.

Prévoir la formation des ions monoatomiques en utilisant la règle du duet et de l'octet

Rappel sur les anions et les cations

Un ion monoatomique est un atome qui a :

  • perdu un ou des électrons et est devenu un ion positif (= cation)
  • ou au contraire, gagné un ou des électrons et est devenu un ion négatif (= anion).

Comment utiliser la règle du duet et la règle de l'octet ?

Grâce aux règles du duet et de l'octet, il va être possible de prévoir quels ions peuvent se former à partir des atomes correspondants.

En effet, la formation d'un ion suit un principe simple: il se forme de préférence l'ion le plus stable, c'est à dire celui qui a sa couche électronique externe saturée : (K)2 ou (L)8.

La méthode à suivre pour déterminer quel est l'ion qui va se former à partir d'un atome va donc être la suivante :

  1. Identifier le numéro atomique Z de l'atome
  2. Ecrire la structure électronique de cet atome à partir de son numéro atomique Z
  3. Déterminer quel est le gaz rare le plus proche dans le tableau périodique, entre l'Hélium, l'Argon et le Néon
  4. Compter combien l'atome doit gagner ou perdre d'électrons pour acquérir la structure électronique du gaz noble le plus proche (Note : le gaz rare le plus proche est le gaz qui va générer le plus petit échange d'électrons, que ce soit en plus ou en moins)
  5. Ecrire l'ion formé

Quelques exemples d'application des règles du duet et de l'octet

Exemple de l'atome de Lithium

  1. L'atome de Lithium (Li) possède un numéro atomique Z = 3
  2. Il a comme structure électronique (K)2(L)1
  3. Le gaz rare le plus proche dans le tableau périodique est l'Hélium, de structure électronique (K)2
  4. D'après la règle du duet, l'ion formé à partir de l'atome de Lithium sera stable avec une couche externe (K)2. Pour cela, l'atome de Lithium doit perdre l'électron qui se trouve sur la couche (L)1
  5. Il forme ainsi l'ion Li+.

Exemple de l'atome de Fluor

  1. L'atome de Fluor (F) possède un numéro atomique Z = 9
  2. Il a comme structure électronique (K)2(L)7
  3. Le gaz rare le plus proche dans le tableau périodique est le Néon, de structure électronique (K)2(L)8
  4. D'après la règle de l'octet, l'ion formé à partir de l'atome de Fluor sera stable avec une couche externe (L)8. Pour cela, l'atome de Fluor doit gagner un électron en plus sur sa couche (L)7
  5. Il forme ainsi l'ion F-.

Exemple de l'atome de Magnésium

  1. L'atome de Magnésium (Mg) possède un numéro atomique Z = 12
  2. Il a comme structure électronique (K)2(L)8(M)2
  3. Le gaz rare le plus proche dans le tableau périodique est le Néon, de structure électronique (K)2(L)8
  4. D'après la règle de l'octet, l'ion formé à partir de l'atome de Magnésium sera stable avec une couche externe (L)8. Pour cela, l'atome de Magnésium doit perdre les deux électrons présents sur sa couche (M)2
  5. Il forme ainsi l'ion Mg2+.

Remarque : dans le cas de l'atome de Magnésium, l'Argon, de structure électronique (K)2(L)8(M)8 n'est pas le gaz noble le plus proche. En effet, l'atome de Magnésium aurait dû gagner 6 électrons sur sa couche externe (M)2 alors qu'il lui suffit d'en perdre 2 pour avoir une couche externe saturée (L)8.

Magnésium sous forme solide

Prévoir la formation des molécules en utilisant la règle du duet et de l'octet

Dans le paragraphe précédent, nous avons vu qu'un atome peut devenir stable en gagnant ou perdant des électrons pour devenir un ion monoatomique.

Définition des liaisons covalentes

Un atome peut également devenir stable en s'associant avec un autre atome instable et en mettant en commun des électrons de leur couche externe : ils vont former ce qu'on appelle des liaisons covalentes.

Ainsi, une liaison covalente entre deux atomes résulte de la mise en commun de deux électrons, chaque atome apportant un électron. Cette mise en commun leur permet donc de respecter la règle du duet et la règle de l'octet.

Par ailleurs, un atome peut former plusieurs liaisons covalentes. En effet, il formera autant de liaisons covalentes que d'électrons manquants pour acquérir la structure électronique d'un gaz noble.

La méthode suivante permet de déterminer le nombre de liaisons covalentes que peut former un atome :

  1. Identifier le numéro atomique Z de l'atome
  2. Déterminer quel est le gaz rare le plus proche dans le tableau périodique, entre l'Hélium, l'Argon et le Néon et retenir son numéro atomique Z
  3. La différence entre les deux numéros atomiques identifiés aux points 1 et 2 correspond au nombre de liaisons covalentes que l'atome peut former avec d'autres espèces chimiques

Exemple concret de la molécule de Chlorure d'Hydrogène

  • L'atome d'Hydrogène (H) a la structure électronique suivante : (K)1.

Il lui manque donc un électron pour respecter la règle du duet, saturer sa couche externe K et devenir stable. Il peut former une liaison covalente avec un autre atome.

  • L'atome de Chlore quant à lui (Cl) a la structure électronique suivante : (K)2(L)8(M)7 .

Il lui manque donc également un électron pour respecter la règle de l'octet, et devenir stable. Il peut former une liaison covalente avec un autre atome.

Ainsi, il est possible d'associer l'Hydrogène et le Chlore : chaque atome va partager un électron avec l'autre. L'atome d'Hydrogène partage un électron avec l'atome de Chlore et inversement. Une liaison covalente se forme alors entre les deux électrons partagés et donc entre les deux atomes : la molécule de Chlorure d'Hydrogène a été formée.

Qu'indique ce pictogramme ? Le Chlorure d'Hydrogène est un gaz très toxique

Cas particulier de l'espèce chimique ayant 4 électrons sur sa couche externe

A noter qu'il existe des cas où la couche externe est à moitié pleine. C'est par exemple le cas du Carbone, de numéro atomique Z = 6. Sa structure électronique est la suivante : (K)2(L)4

Pour devenir, stable, il a la possibilité de perdre quatre électrons et acquérir la structure (K)2 ou gagner quatre électrons et acquérir la structure électronique (K)2(L)8(M)8. Il n'est pas possible de choisir. Par ailleurs, la perte ou le gain de quatre électrons n'est pas possible car cela provoque une déstabilisation trop importante.

Ainsi, ces atomes auront plutôt tendance à créer des liaisons covalentes (quatre liaisons covalentes) et ne formeront pas d'ions.

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Yann

Fondateur de Superprof et ingénieur, nous essayons de rendre disponible la plus grande base de savoir.
Passionné par la physique-chimie et passé par la filière scientifique au lycée, je partage mes cours (après les avoir mis à jour selon le programme de l’Éducation Nationale).

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