La règle du duet et de l’octet

Règle du duet et de l'octet
  1. Enoncé de la règle du duet et de l’octet
  2. Une famille particulière: les gaz nobles
  3. Utiliser la règle du duet et de l’octet pour prévoir la formation d’un ion
  4. Cas d’un élément ayant 4 électrons sur sa couche externe
  5. Exemples d’application de la règle du duet et de l’octet pour la formation des ions
  6. Liste des ions stables formés par les éléments des trois premières périodes
  7. Application de la règle du duet et de l’octet à  la formation des liaisons covalentes
  8. Nombre de liaison des atomes des trois premières périodes
  9. Exceptions à la règle du duet et de  l’octet

Enoncé de la règle du duet et de l’octet

Attention cette règle ne s’applique qu’aux éléments chimiques des trois premières périodes (lignes) du tableau périodique.

Règle du duet et de l’octet: Toute transformation chimique d’un élément tend à lui permettre d’acquérir la structure électronique stable en duet ou en octet du gaz rare dont il est le plus proche dans le tableau périodique.

Quelques commentaires concernant cette règle:

  • par définition toute transformation chimique modifie la structure électronique des éléments faisant partie des réactifs, il peut y avoir transformation d’espèces chimiques atomiques ou moléculaires en espèces chimiques ionique ( ou l’inverse) mais il peut aussi y avoir modification des liaisons covalentes (une partie ou la totalité des liaisons covalentes des réactifs sont rompues et et s’établissent de manière différentes pour former de nouvelles espèces chimique, à  savoir les produits)
  • l’acquisition d’une structure électronique stable peut se faire par gain ou perte d’électrons.
  • une structure électronique est dite en duet lorsque la couche externe comporte deux électrons, c’est possible unique lorsque la couche K est pleine.
  • une structure électronique est dite en octet lorsque la couche externe comporte huit électrons, il est possible de l’obtenir soit avec une couche L pleine soit avec une couche M

Remarque
En physique ou en chimie toute transformation spontanée tend à  conduire à  une plus grande stabilité qui coïncide avec une énergie minimale, la stabilité d’une structure électronique est relativement simple à  prévoir pour les éléments des trois premières périodes du tableau périodique (c’est ce que permet la règle du duet et de l’octet) mais la situation des autres éléments (au-delà  de la quatrième période) est plus complexe. En effet, les couches électroniques se subdivisent en réalité en sous-couches (s, p, d, etc) qui influent sur la stabilité d’une structure et il est alors nécessaire d’en tenir compte pour prévoir sa stabilité.

Une famille particulière: les gaz rares

La règle du duet et de l’octet fait référence à des structure électroniques particulières qui sont celles des éléments chimiques de la dernière colonne du tableau périodique. Ces éléments constituent une familles dite des « gaz rares » (ou gaz nobles) et ont tous une couche externe comportant deux électrons (duet) ou huit (octet). Ils font partie des éléments les plus tardivement identifiés dans l’histoire de la chimie (l’hélium est le premier à être détecté en 1868 par analyse spectroscopique de la lumière solaire) en raison d’une stabilité exceptionnelle qui leur confère une forte inertie chimique: ils n’existent qu’à l’état de gaz monoatomique car ils n’établissent pas de liaisons covalentes et ne forment pas d’ions. Puisque les transformations chimiques spontanées conduisent à des espèces chimiques plus stables elles tendent (comme le formule la règle du duet et de l’octet) naturellent vers l’obtention de telles structures électroniques.

Utiliser la règle du duet et de l’octet pour prévoir la formation d’un ion

Rappel
Un ion monoatomique est une espèce chimique présentant un défaut ou un excès d’électron par rapport à  la forme atomique de l’élément: ainsi un atome qui perd des électrons devient positif (un cation) tandis qu’un ion qui gagne des électrons devient négatif (un anion).



La règle de l’octet et du duet permet de prévoir quels ions stables on peut utiliser l’une des deux méthodes suivantes.

Méthode n°1

  • Etablir la structure électronique de l’atome
  • Determiner le nombre d’électrons (Ns) qui devraient être gagnés par l’atome pour avoir la même structure électronique que le gaz rare suivant (le premier à avoir un numéro atomique plus grand que l’atome considéré )
  • Déterminer le nombre d’électrons (Np) qui devraient être perdus pour obtenir une structure électronique identique à celle du gaz rare précedent ( le premier gaz rare qui a un numéro atomique inférieur à celui de l’atome)
  • D’après la règle du duet et de l’octet l’ion stable est celui qui nécessite le plus petit échange d’électrons à savoir:
    • Si Ns < Np alors l’ion stable est un anion formé par un gain de Ns électrons supplémentaires
    • Si Np < Ns alors l’ion stable est un cation formé par perte de Np électrons

Méthode n°2

  • Etablir la structure électronique de l’atome
  • Repérer l’élément chimique dans le tableau périodique
  • Identifier le gaz rare suivant (sur la même ligne et dans la colone de droite)
  • Identifier le gar rare précédent ( sur la ligne précédente et toujours dans la colone de droite)
  • Déterminer de quel gaz rare l’atome est le plus proche (séparé par le plus petit nombre de cases)
  • La règle du duet et de l’octet indique que l’ion stable formé a la même structure électronique que ce gaz rare:
    • Si c’est le gaz rare précédent alors l’atome forme un cation en perdant un nombre d’électrons correspondant au nombre de cases qui le sépare de cet élément dans le tableau périodique.
    • Si c’est le gaz rare suivant alors l’atome forme un anion en gagnant un nombre d’électron équivalent au nombre de cases qui le sépare de cet élément dans le tableau périodique.

Exemples d’application de la régle de du duet pour la formation des ions

Exemple n°1: le lithium

le lithium est l’élément chimique de numéro atomique Z = 3, sa structure électronique est donc dans son état stable: (K)2(L)1
Le gaz rare précédent est l’hélium de structure électronique (K)2
Le gaz rare suivant est le néon de structure électronique (K)2(L)8
La strucure électronique du lithium est plus proche de celle de de l’hélium (1 électron de plus) que celle du néon (7 électrons de moins) par conséquent, en vertue de la règle du duet et de l’octet il forme un ion en perdant électron pour obtenir la structure (K)2.
Cette structure est obtenue en perdant un électron donc l’ion formé est un cation de formule Li+.

Exemple n°2: le fluor

L’élément fluor a pour numéro atomique Z = 9, sa forme atomique a donc 9 électrons et possède la structure électronique (K)2(L)7 .
Le gaz rare précédent est l’hélium (K)2
Le gaz rare suivanet est le néon (K)2(L)8
La structure électronique du fluor est plus proche de celle du néon (un électron de moins) que celle de l’hélium (7 électrons de plus) par conséquent, d’après la règle du duet et de l’octet, l’ion formé a même strcucture électronique que l’argon.
Son obtention se fait par gain d’un électron donc l’ion formé est l’anion de fluorure de formule F.

Exemple n°3: l’aluminium

Le numéro atomique de l’aluminium est 13 d’où la structure électronique (K)2(L)8 (M)3
Le gaz rare qui le précède est le néon (K)2(L)8
Le gaz rare qui le suit est l’argon (K)2(L)8 (M)8
L’aluminium a une structure électronique plus proche du néon (3 électrons de plus) que de l’argon (5 électrons de moins donc la règle du duet et de l’octet nous indique qu’il forme un ion stable en perdant trois électrons, l’ion aluminium est donc un cation de formule chimique Al3+.

Cas d’un élément ayant 4 électrons sur sa couche externe

La règle du duet et de l’octet prévoit que la structure électronique adoptée lors de la formation d’un ion est celle du gaz rare le plus proche mais dans le cas d’une couche L ou M avec 4 électrons le gaz rare précédent a 4 électrons de moins tandis que le suivant en a 4 de plus par conséquent il n’est pas possible de trancher. En pratique un échange de 4 électrons (en plus ou en moins) est trop important et la déstabilisation provoquée surpasse les effets de stabilisation par conséquent ces éléments (le carbone et le silicium) ne forment pas d’ions mais seulement des liaisons covalentes.

Liste des ions stables formés par les éléments des trois premières périodes

Elément Z Duet
ou octet
Structure
électronique
de l’ion
formule
Hydrogène 1 Exception (K)0 H+
Hélium 2 Aucune Pas d’ion stable /
Lithium 3 Duet (K)2 Li+
Beryllium 4 Duet (K)2 Be2+
Bore 5 Aucune Pas d’ion stable
Carbone 6 Aucune Pas d’ion stable /
Azote 7 Aucune Pas d’ion stable /
Oxygene 8 Octet (K)2(L)8 O2-
Fluor 9 Octet (K)2(L)8 F
Neon 10 Aucune Pas d’ion stable /
Sodium 11 Octet (K)2(L)8 Na+
Magnesium 12 Octet (K)2(L)8 Mg2+
Aluminium 13 Octet (K)2(L)8 Al3+
Silicon e 14 Aucune Pas d’ion stable /
Phosphore 15 Octet (K)2(L)8 (M)8 P3-
Soufre 16 Octet (K)2(L)8 (M)8 S2-
Chlore 17 Octet (K)2(L)8 (M)8 Cl
Argon 18 Aucune Pas d’ion stable /

Application de la règle du duet et de l’octet à  la formation des liaisons covalentes

Une liaison covalente simple entre deux atomes correspond à la mise en commun de deux électrons (un par atome). Chaque atome dispose de l’électron de l’autre par conséquent sa structure électronique comprend un électron supplémentaire (sans modifier la charge électrique globale) qui lui permet d’acquérir une structure en duet ou en octet.

Le nombre de liaisons covalentes formé par un atome peut donc être prévu grâce à la règle du duet et de l’octet en appliquant la méthode suivante:

  • Trouver le numéro atomique de l’atome
  • Déterminer le numéro atomique du gaz rare qui suit cet atome
  • La différence entre ces deux numéros atomiques correspond au nombre de liaisons formée

Remarque
Un atome peut rarement établir plus 4 liaisons par conséquent les éléments ayant un couche L ou M disposant de peu d’électrons ne forment général pas de liaisons covalentes.

Exemples

  • L’atome d’hydrogène a pour numéro atomique Z=1, il a donc électron et le gaz rare suivant est l’hélium de numéro atomique Z=2. Il manque 2-1 = 1 électron à l’hydrogène pour avoir une structure électronique en duet stable.
  • L’atome de lithium a un numéro atomique de Z=3, il a 3 électrons et gaz rare suivant, le néon en a 10, il lui faudrait 7 électrons et donc 7 liaisons pour obtenir une structure en octet ce qui est beaucoup trop donc le lithium ne forme pas de liaisons covalentes.
  • Le numéro atomique de l’azote est de Z=7, il a 7 électrons et il lui en manque 3 pour obtenir la même structure en octet que le gaz rare suivant (le néon Z = 10). L’azote forme donc par conséquent 3 liaisons covalentes.

Nombre de liaison des atomes des trois premières périodes

Elément Z Gaz rare
suivant
Nombre d’électrons manquant pour une structure en duet ou octet Nombre de liaisons
Hydrogène 1 Helium Z=2 1
Hélium 2 / 0 Aucune
Lithium 3 Néon Z = 10 7 Aucune
Beryllium 4 Néon Z = 10 6 Aucune
Bore 5 Néon Z = 10 5 Exception: 3
Carbone 6 Néon Z = 10 4 4
Azote 7 Néon Z = 10 3 3
Oxygene 8 Néon Z = 10 2 2
Fluor 9 Néon Z = 10 1 1
Neon 10 / 0 Aucune
Sodium 11 Argon Z =18 7 Aucune
Magnesium 12 Argon Z =18 6 Aucune
Aluminium 13 Argon Z =18 5 Aucune
Silicon e 14 Argon Z =18 4 4
Phosphore 15 Argon Z =18 3 3
Soufre 16 Argon Z =18 2 2
Chlore 17 Argon Z =18 1 1
Argon 18 / 0 Aucune

Exceptions à la règle du duet et de l’octet

Parmi les éléments des trois premières périodes il existe deux exceptions à la règle du duet et de l’octet: il s’agit de l’élément hydrogène et de l’élément bore

L’élément hydrogène (Z = 1) de structure électronique (K)1 devrait remplir sa couche K pour obtenir un duet mais en pratique l’ion hydrogène stable est H+ avec une couche K vide. L’ion hydrure (H) qui possède un excès d’électrons existe mais n’est pas stable en solution aqueuse.

L’élément bore (Z=5) devrait former 5 liaisons covalentes afin de s’entourer de 5 électrons supplémentaire et d’obtenir la même structure électronique en octet que le néon (Z=10). En pratique il ne forme que 3 liaisons (5 doublets d’électrons qui se repoussent introduiraient une instabilité trop grande)

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