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Problême d'electrons



  1. #1
    amine2684

    Problême d'electrons


    ------

    Bonjour tous le monde !!!
    Je sais que les molecules sont formées par plusieurs atomes qui sont liées les un les autres par leurs couche superficielle d'electrons. Mais ce qui m'intrigue c'est comment deux electrons (qui ont une charge negatif tous les deux) peuvent ils se lier les uns les autres. Par exemple si on prend 2 aimants et on essaies de coller les 2 bornes negatifs c'est impossible. Est ce la même chose pour mes éléctrons ?? Sinon avez-vous une solution a mon problême??

    Merci d'avance pour vos reponses.

    -----

  2. #2
    Aliboron

    Re : Problême d'electrons

    salut
    voici ce que j'ai pu trouver
    j'espere que cela t'aidera

    Les atomes et les molécules qui constituent la matière vivante sont liés entre eux par 5 types de liaisons (covalente, ionique, polaire, de Van der Waals et hydrophobe) d'intensités et de propriétés différentes. De ces propriétés vont découler la forme spatiale des molécules et à une plus grande échelle de l'organisme tout entier ainsi qu'une grande part des propriétés des réactions chimiques.



    La liaison covalente.
    Ce type de liaison est le plus intense qui puisse exister entre deux atomes. Les électrons d'un atomes sont répartis sur plusieurs orbitales. La forme la plus stable est celle où l'orbitale la plus externe comporte deux (hydrogène et hélium) ou huit (tous les autres atomes) électrons. Les atomes qui possèdent moins délectrons sur cette orbitale vont donc tendre à en acquérir pour la compléter. Dans cette orbitale, les éléctrons se regroupent par paire. Les quatre premiers sont isolés, les suivants s'associent avec ces quatre premiers. Un atome tel que l'atome d'oxygène par exemple possède 6 électrons sur sa couche externe, 4 sous forme de deux paires et deux isolés.

    Dans le cas d'une liaison covalente, des atomes voisins vont mettre en commun leurs électrons célibataires pour atteindre ce chiffre fatidique de 8 (2 pour l'hydrogène). Pour reprendre l'oxygène, chaque atome va mettre en commun deux electrons qui vont tourner autour des deux à la fois. Ainsi chacun d'eux aura bien ces huits électrons sur sa dernière orbitale, 4 qui lui sont propres et 4 mis en commun et qui tournent autour des deux atomes.

    Un atome n'est pas obligé de mettre tous ses électrons célibataires en commun avec un seul autre atome, mais chacun peut être mis en commun avec un atome différent. Le cas extrème est l'atome de carbone qui possédant 4 électrons célibataires peut établir une liaison avec 4 atomes en même. Il peut aussi mettre en commun deux electrons avec le même atome et les deux autres avec des atomes différents. Selon le nombre d'électron impliqués dans la liaison, on parle de simple, double ou triple liaison. Bien que possédant 4 éléctrons célibataires, une quadruple liaison n'existe pas.

    Le nombre de liaisons covalentes que peut établir un atome dépend donc du nombre d'électrons célibataires qu'il possède sur sa couche externe. Le carbone qui possède 6 electrons dont 4 sur la couche externe peut établir quatre liaisons, l'azote en possède 5, ce qui fait 3 liaisons covalentes pour atteindre 8, l'oxygène avec 6 peut en établir deux et le chlore avec 7 ne peut en établir qu'une. Les gaz rares ont déjà 8 éléctrons sur leur couche externe. Ils n'ont donc pas besoin d'en mettre en commun pour être stable et n'établissent aucune liaison covalente avec d'autre atomes. Ils sont pour cela appelés aussi gaz inertes ou gaz nobles. D'autres atomes ont moins de 4 électrons sur leur orbitale Le sodium par exemple n'en possède qu'un. Il ne pourra pas mettre suffisament d'électrons en commun pour atteindre le nombre 8. Il ne pourra pas établir de liaisons covalentes.

  3. #3
    Odie

    Re : Problême d'electrons

    Juste pour le dernier paragraphe : l'histoire des électrons célibataires ne tient plus quand on considère des édifices du type IF7, SF6, XeF6 ou encore XeO2 puisque entrent en jeu également les orbitales d en plus des s et p.
    Il existe aussi des liaisons d'ordre 4 que l'on rencontre dans les organométalliques ou certains halogénures de métaux de transition, ex : [Re2Cl8]2-.

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