Physique-Chimie 1re Spécialité

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1. Constitution et transformations de la matière
Ch. 1
Composition chimique d'un système
Ch. 2
Composition chimique des solutions
Ch. 3
Évolution d'un système chimique
Ch. 4
Réactions d'oxydoréduction
Ch. 5
Détermination d'une quantité de matière par titrage
Livret Bac : Thème 1
Ch. 7
Interpréter les propriétés d’une espèce chimique
Ch. 8
Structure des entités organiques
Ch. 9
Synthèse d'espèces chimiques organiques
Ch. 10
Conversions d'énergie au cours d'une combustion
Livret Bac : Thème 1 bis
2. Mouvement et interactions
Ch. 11
Modélisation d'interactions fondamentales
Ch. 12
Description d'un fluide au repos
Ch. 13
Mouvement d'un système
Livret Bac : Thème 2
3. L'énergie, conversions et transferts
Ch. 14
Études énergétiques en électricité
Ch. 15
Études énergétiques en mécanique
Livret Bac : Thème 3
4. Ondes et signaux
Ch. 16
Ondes mécaniques
Ch. 17
Images et couleurs
Ch. 18
Modèles ondulatoire et particulaire de la lumière
Livret Bac : Thème 4
Méthode
Fiches méthode
Fiche méthode compétences
Annexes
Chapitre 6
Cours

De la structure à la polarité d'une entité

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1
Établir un schéma de Lewis

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

 Le schéma de Lewis de H2O
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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 n_{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 n_{t} par deux ;

4) répartir les doublets en respectant les règles du duet (pour \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 \mathrm{NH}_{3} :

MoléculeAmmoniac \mathrm{NH}_{3}
Atomes\mathrm{H}\mathrm{H}\mathrm{H}\mathrm{N}
Configuration électronique1s11s11s11s22s22p3
Électrons de valence (couche externe)1115
Nombre d'électrons manquant pour respecter la règle du duet (\text{H}) et la règle de l'octet
(\text{N})
1113
n_{\mathrm{t}}1+1+1+5=8
Nombre de doublets\dfrac{8}{2}=4
Répartition des doublets et nature des doublets3 liaisons covalentes entre \mathrm{H} et \mathrm{N}
1 doublet non liant sur \mathrm{N}

Répartition des doublets et nature
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Remarque
Chaque liaison covalente simple formée par un atome avec un autre lui permet de gagner un électron sur sa couche externe.
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Éviter les erreurs

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

Comptabiliser les électrons des liaisons
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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.
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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
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  • 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
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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.

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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).

Un acide de Lewis, le borane
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2
La géométrie spatiale des molécules

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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 liants2 liaisons simples2 liaisons et 1 liaison double4 liaisons simples
Géométrie autour de l'atome centralLinéairePlane trigonaleTétraédrique
Représentation spatiale
Linéaire
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Plane trigonale
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Tétraédrique
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Exemple
Dioxyde de carbone \mathrm{CO}_{2}

Placeholder pour Dioxyde de carboneDioxyde de carbone
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Méthanal \mathrm{CH}_{2} \mathrm{O}
Placeholder pour MéthanalMéthanal
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Méthane \mathrm{CH}_{4}
Placeholder pour MéthaneMéthane
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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.
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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.

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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
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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.

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Doc. 3
Représentation VSEPR

 Représentation VSEPR
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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 ().
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Données

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

H2O
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Doc. 4
Molécules coudée et pyramidale

Molécules coudée et pyramidale
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3
La polarité des molécules

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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 \text{A} et \text{B}, si l'atome \text{A} est plus électronégatif que l'atome \text{B}, la liaison \text{A} - \text{B} est dite polarisée. Elle est alors notée \text{A}^{\delta-}-\text{B}^{\delta+}.

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

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

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Doc. 5
Électronégativité x de quelques atomes

Électronégativité
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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 ) 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=0 se compensent et s'annulent.
Polarisation de 2 liaisons
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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.
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Doc. 6
L'eau, une molécule polaire

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

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

Charges partielles positives et négatives
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