Chapitre 6


Cours




1
Établir un schéma de Lewis

Vocabulaire

  • Liaison covalente : mise en commun de deux électrons de valence entre deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les 2 atomes concernés :
    Liaison covalente

  • Doublets non liants : pour un atome, ce sont des paires d’électrons de la couche externe qui ne participent pas aux liaisons covalentes.

  • Doublets non liants


Doc. 1
Le schéma de Lewis de H2O\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}

PC1_CH6_p115_Doc1.svg

C
Pour aller plus loin : les acides de Lewis

Certaines entités chimiques possèdent une lacune électronique, symbolisée par un rectangle vide. On appelle ces entités chimiques des acides de Lewis.

Les atomes porteurs de la lacune électronique au sein de ces entités ne respectent pas la règle de l’octet, ou du duet, et sont donc susceptibles de créer une liaison covalente avec un doublet non liant d’une autre molécule.

Éviter les erreurs

Il faut comptabiliser tous les électrons des liaisons dans lesquelles chaque atome est impliqué.

PC1_CH6_p115_Doc2.svg

B
Établir un schéma de Lewis

Une méthode possible pour établir le schéma du modèle de Lewis d'une molécule à partir de sa formule brute consiste à :

1) écrire la configuration électronique de chaque atome ;

2) déterminer le nombre total d’électrons de valence ntn_{t} mis en jeu dans la molécule étudiée ;

3) déterminer le nombre de doublets d’électrons (impliqués dans des liaisons covalentes ou des doublets non liants) en divisant le nombre ntn_{t} par deux ;

4) répartir les doublets en respectant les règles du duet (pour H\mathrm{H} et de l’octet pour les autres atomes. Chaque atome forme un nombre de liaisons covalentes égal au nombre d’électrons manquant pour respecter la règle de l’octet ou du duet.


Exemple : la molécule d’ammoniac NH3\mathrm{NH}_{3} :

Molécule Ammoniac NH3\mathrm{NH}_{3}
Atomes H\mathrm{H} H\mathrm{H} H\mathrm{H} N\mathrm{N}
Configuration électronique 1s1 1s1 1s1 1s22s22p3
Électrons de valence (couche externe) 1 1 1 5
Nombre d’électrons manquant pour respecter la règle du duet (H\text{H}) et la règle de l’octet
(N\text{N})
1 1 1 3
ntn_{\mathrm{t}} 1+1+1+5=81+1+1+5=8
Nombre de doublets 82=4\dfrac{8}{2}=4
Répartition des doublets et nature des doublets 3 liaisons covalentes entre H\mathrm{H} et N\mathrm{N}
1 doublet non liant sur N\mathrm{N}

Répartition des doublets et nature



Remarque : Chaque liaison covalente simple formée par un atome avec un autre lui permet de gagner un électron sur sa couche externe.

Doc. 2
Un acide de Lewis, le borane

Dans le borane, le bore possède une lacune électronique représentée par un rectangle vide.

Il ne respecte pas la règle de l’octet car il est entouré de 6 électrons (3 liaisons covalentes).

PC1_CH6_p112_Doc3_2.svg

Pas de malentendu

Le modèle de Lewis ne s’intéresse pas aux électrons internes, seulement aux électrons de la couche de valence (ou couche externe), car seuls ceux-ci peuvent établir des liaisons covalentes.

A
Les règles du duet et de l’octet

Dans une molécule, les atomes sont liés par des liaisons covalentes obtenues par la mise en commun d'électrons. Leur couche électronique externe est alors saturée, et leur stabilité est plus grande que lorsqu'ils sont isolés.

Dans une molécule, chaque atome respecte la règle du duet ou la règle de l’octet. Les formules de Lewis des molécules permettent de vérifier le respect de ces règles en comptabilisant les électrons des liaisons covalentes et des doublets non liants pour chaque atome de la molécule.

Voir l’exemple de la molécule d’eau (doc. 1).

3
La polarité des molécules

Éviter les erreurs

On parle d’une liaison polarisée ou non polarisée, et d’une molécule polaire ou apolaire.


Doc. 6
L’eau, une molécule polaire

La molécule d’eau possède 2 liaisons OH\mathrm{O}-\mathrm{H} polarisées :

Liaisons polarisées


La géométrie coudée de cette molécule impose des charges partielles positives et négatives.

Charges partielles positives et négatives

B
Prévoir la polarité d’une molécule

Pour déterminer le caractère polaire d’une molécule, il faut s’intéresser à l’électronégativité des atomes qui la constituent, identifier les éventuelles liaisons polarisées et enfin s’intéresser à la géométrie de la molécule.

Une molécule peut être polaire si elle comporte au moins une liaison polarisée :
  • si elle ne comporte qu’une seule liaison polarisée, elle est alors nécessairement polaire ;

  • si elle comporte plusieurs liaisons polarisées, il faut alors étudier la géométrie de cette molécule pour s’assurer que les polarisations des liaisons ne se compensent pas.


Exemple : La molécule d’eau est polaire (voir doc. 6) alors que la molécule de dioxyde de carbone ne l’est pas.
En effet, sur le schéma ci-dessous, les polarisations des 2 liaisons C=0C=0 se compensent et s’annulent.

Polarisation de 2 liaisons

A
De l’électronégativité d’un atome à une liaison covalente polarisée

L’électronégativité d’un atome traduit son aptitude à attirer à lui les électrons d’une liaison dans laquelle il est engagé. Cette grandeur sans unité varie en fonction de la place de l’élément chimique dans le tableau périodique.

Dans une liaison covalente entre deux atomes A\text{A} et B\text{B}, si l’atome A\text{A} est plus électronégatif que l’atome B\text{B}, la liaison AB\text{A} - \text{B} est dite polarisée. Elle est alors notée Aδ+Bδ\text{A}^{\delta+}-\text{B}^{\delta-}.

Les symboles δ+\delta+ et δ\delta- traduisent les charges partielles portées par les atomes de cette liaison covalente : A\text{A} étant plus électronégatif, il porte une charge partielle négative notée δ\delta-, B\text{B} porte alors une charge partielle positive notée δ+\delta+.

Doc. 5
Électronégativité xx de quelques atomes

Électronégativité

Pas de malentendu

Une charge partielle, positive ou négative, n’est pas une charge réelle comme dans un cation ou un anion. Il s’agit d’une grandeur uniquement formelle pour traduire la polarisation de la liaison.

2
La géométrie spatiale des molécules


Doc. 3
Représentation VSEPR

PC1_CH6_p116_Doc3.svg

A
De la formule de Lewis à la géométrie des molécules

On peut prévoir la géométrie d’une entité chimique à partir de sa structure de Lewis.

Autour d’un atome qualifié de central, les doublets liants, ou doublets des liaisons covalentes, et les doublets non liants s’écartent au maximum des uns des autres afin de minimiser les forces de répulsions électrostatiques.

Les géométries adoptées sont des formes géométriques simples :

Nombre de liaisons (simples ou doubles) et de doublets non liants 2 liaisons simples 2 liaisons et 1 liaison double 4 liaisons simples
Géométrie autour de l’atome central Linéaire Plane trigonale Tétraédrique
Représentation spatiale
Exemple
Dioxyde de carbone CO2\mathrm{CO}_{2}

Dioxyde de carbone
Méthanal CH2O\mathrm{CH}_{2} \mathrm{O}
Méthanal
Méthane CH4\mathrm{CH}_{4}
Méthane

Application

À partir de la représentation de Lewis de la molécule d’eau, indiquer la géométrie adoptée.

Corrigé :
L’atome d’oxygène, considéré comme central, possède 2 doublets non liants et 2 liaisons covalentes, soit 4 doublets électroniques.
Cet atome est donc au centre d’un tétraèdre dont chaque sommet est occupé soit par un atome d’hydrogène, soit par un doublet non liant. On dit que la molécule d’eau est coudée (doc. 4).

Éviter les erreurs

Dans le cas de la molécule d’eau, on parle de géométrie coudée car l’atome d’oxygène possède 2 doublets non liants et forme deux liaisons covalentes, soit 4 doublets au total mis en jeu.

Molécule d'eau

Données

  • Représentation de Lewis de H2O:\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} :

H<sub>2</sub>O

Pas de malentendu

On parle de l’atome central quand on cherche à identifier la géométrie d’une entité chimique. Il s’agit de l’atome autour duquel les liaisons covalentes et les doublets non liants se répartissent.

Éviter les erreurs

Une liaison multiple, double ou triple, est traitée comme une liaison simple pour déterminer la géométrie d’une espèce chimique.

Dans le cas d’une entité ne comportant que deux atomes, la géométrie est nécessairement linéaire.


B
Pour aller plus loin : la théorie VSEPR

La théorie VSEPR, dont le nom est issu du sigle anglais valence shell electron pair repulsion, s’inscrit dans la poursuite de la théorie développée par Gilbert Lewis en 1916 sur les liaisons chimiques. Le formalisme de cette méthode est plus abouti mais il n’est pas au programme. On appelle aussi parfois ce modèle le modèle de Gillespie, du chimiste qui l’a étudié.


Doc. 4
Molécules coudée et pyramidale

Molécules coudée et pyramidale
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