I- Schéma de Lewis d’un atome, d’une molécule ou d’un ion.

1)- Stabilité des gaz nobles.

-  Tableau périodique des éléments des 3 premières périodes (simplifié) :

-  Dans le tableau simplifié, on ne fait apparaître que la couche électronique externe.

-  Rappels de seconde :

-  Les gaz nobles (hélium, He, néon, Ne, argon, Ar,  .) possèdent une stabilité énergétique remarquable.

-  Ils réagissent très rarement avec d’autres éléments.

-  Leur configuration électronique de valence est de la forme ns²np⁶.

-  Ou dans le cas de l’hélium, 1s².

-  Un atome d’hélium possède 2 électrons sur sa couche de valence (duet).

-  Un atome de néon et un atome d’argon possèdent 8 électrons sur la couche de valence (octet).

-  Règle de stabilité :

-  Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à acquérir la même configuration électronique que celle d’un gaz noble,

-  C’est-à-dire une configuration électronique de valence en duet ou en octet.

-  Pour obtenir une configuration électronique stable, les atomes forment :

-  Des ions

-  Ou des molécules.

-  En résumé :

-  Les atomes des éléments des trois premières périodes tendent à obtenir une configuration électronique identique à celle d’un gaz noble.

-  Pour cela, ils peuvent former :

-  Des ions ou des molécules.

-  Ainsi leur dernière couche électronique n (couche de valence) est saturée :

-  Soit à deux électrons si n = 1 (règle du Duet)

-  Soit à huit électrons si  1 < n ≤ 3 (règle de l’Octet)

2)- Schéma de Lewis d’un atome ou d’un ion monoatomique.

a)-  Schéma de Lewis d’un atome :

-  Il permet de représenter la structure électronique externe d’un atome.

  Règles :

-  Chaque atome est scindé formellement en deux :

-  Le noyau et les électrons des couches internes sont représentés par le symbole de l’élément chimique.

-  Les électrons de valence sont représentés par

-  des points (●) s’ils sont célibataires

-  ou par un tiret  (–) s’ils forment un doublet.

  Remarque :

-  On admet :

-  Que jusqu’à 4 électrons de valence, l’atome est entouré d’électrons célibataires ;

-  Qu’au-delà, les électrons supplémentaires s’ajoutent aux électrons célibataires pour former des doublets.

-  Schéma de Lewis des premiers atomes :

b)-  Schéma de Lewis d’un ion monoatomique :

-  Pour représenter le schéma de Lewis des ions, les mêmes règles s’appliquent :

-  Exemple : Quel est l’ion obtenu à partir de l’atome d’oxygène ?

-  Atome d’oxygène Z = 8

-  Configuration électronique : 1s² 2s² 2p⁴

-  Configuration électronique de valence : 2s² 2p⁴

-  L’atome d’oxygène tend à gagner deux électrons pour obtenir configuration électronique du néon 1s² 2s² 2p⁶

3)- Schéma de Lewis d’une molécule.

-  Le schéma de LEWIS précise l’enchaînement des atomes et la position des doublets liants et non liants.

-  Dans le schéma de LEWIS d’une molécule :

-  Le symbole de l’élément représente le noyau de l’atome et les électrons internes,

-  Chaque doublet d’électrons externes est figuré par un tiret.

-  On distingue les doublets liants et les doublets non liants :

-  Un doublet liant est représenté par un tiret entre les symboles de deux atomes,

-  Un doublet non liant est représenté par un tiret situé autour du symbole d’un atome auquel il appartient.

-  Une liaison simple est notée A – B, une liaison double A = B et une liaison triple A ≡ B.

►  Application : Schéma de Lewis de la molécule de CO₂.

-  Configuration électronique de l’atome d’oxygène : 1s¹2s²2p⁴

-  Il possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p⁴)

-  Il peut mettre en commun 2 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

-  Configuration électronique de l’atome de carbone : 1s¹2s²2p²

-  Il possède 4 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p²)

-  Il peut mettre en commun 4 électrons pour acquérir une configuration électronique de valence en octet.

-  Chaque atome d’oxygène va mettre en commun deux électrons avec l’atome de carbone.

-  Chaque atome d’oxygène est doublement lié à l’atome de carbone.

-  Chaque atome respecte ainsi la règle de l’octet.

  Remarque :

-  Généralement :

-  Un atome forme autant de liaisons qu’il a d’électrons célibataires sur l’atome central.

-  L’atome central est souvent celui qui peut former le plus de liaisons.

► Cas de molécules complexes : L'acide nitrique HNO₃ et l'acide phosphorique H₃PO₄

4)- Schéma de Lewis d’un ion polyatomique.

►  Exemple : Établir les schémas de Lewis des ion polyatomiques suivants :

-  L’ion hydroxyde HO^–

-  L’ion oxonium H₃O⁺

-  L’ion ammonium NH₄⁺

  Méthode :

-  On peut appliquer la méthode suivante :

-  On écrit le schéma de Lewis de chaque atome présent dans l’ion polyatomique.

-  Selon la charge de l’ion :

-  On ajoute ou en retire des électrons à l’un des atomes et on indique sa charge.

-  On relie les électrons célibataires pour former des liaisons covalentes en respectant les règles de stabilité.

-  L’ion hydroxyde HO^–

-  Remarque :

-  L’atome d’oxygène possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p⁴).

-  Dans l’ion hydroxyde, l’atome d’oxygène possède 7 électrons (en propre).

-  Il possède donc 1 électron en plus. Pour mettre ceci en évidence,

-  On lui attribue une charge formelle négative, figurée par le signe .

-  L’ion oxonium H₃O⁺

-  Remarque :

-  L’atome d’oxygène possède 6 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p⁴).

-  Dans l’ion oxonium, l’atome d’oxygène possède 5 électrons (en propre).

-  Il lui manque donc 1 électron. Pour mettre ceci en évidence,

-  On lui attribue une charge formelle positive, figurée par le signe .

-  L’ion ammonium NH₄⁺

-  Remarque :

-  L’atome d’azote possède 5 électrons sur sa couche électronique de valence (2s²2p³).

-  Dans l’ion ammonium, l’atome d’azote possède 4 électrons (en propre).

-  Il lui manque donc 1 électron. Pour mettre ceci en évidence,

-  On lui attribue une charge formelle positive, figurée par le signe .

5)- Lacune électronique.

-  Une lacune électronique indique un déficit de deux électrons par rapport à la règle de stabilité.

-  Cette lacune électronique est représentée par une case rectangulaire () dans le schéma de Lewis.

-  Exemple :

-  Étude de la molécule de borane de formule brute BH₃.

-  L’atome de bore Z = 5

-  Donner la configuration électronique du bore. En déduire sa couche de valence.

-  Donner le schéma de Lewis de l’atome de bore et de l’atome d’hydrogène.

-  Proposer un schéma de Lewis pour cette molécule. Quelle remarque peut-on faire ?

-  Configuration électronique du bore :

-  1s² 2s² 2p¹

-  Couche de valence : 2s² 2p¹

-  Schéma de Lewis de l’atome de bore :

-  Schéma de Lewis de l’atome d’hydrogène :

-  Schéma de Lewis de la molécule de borane BH₃ :

; puis

-  On remarque qu’il manque un doublet d’électrons à l’atome de bore pour s’entourer de huit électrons (règle de stabilité : règle de l’octet).

-  Il porte donc une lacune électronique :

-  On ajoute une case rectangulaire autour de l’atome de bore pour signaler la présence de cette lacune électronique.

II- La géométrie des édifices atomiques.

1)- Quelques molécules :

2)- Insuffisance du modèle de Lewis.

-  La formule de Lewis ne rend pas compte de la géométrie des molécules et du caractère dirigé des liaisons covalentes.

-  La théorie de Lewis ne fournit pas de renseignement sur la structure spatiale de la molécule.

-  La géométrie d’une molécule a une influence majeure sur sa réactivité.

-  Pour déterminer la géométrie d’une molécule, il faut utiliser la Méthode VSEPR.

-  C’est une méthode assez récente (1960) que l’on doit à Ronald J. GILLEPSIE (chimiste britannique)

-  Le sigle est l’abréviation de VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION

-  C’est-à-dire répulsion des paires d’électrons de la couche de valence.

-  La méthode VSEPR permet, après analyse du schéma de Lewis, de prévoir la géométrie des molécules ou ions simples.

3)- Géométrie d’une molécule et d’un ion polyatomique.

-  Cas de quatre doublets :

-  Pour minimiser leurs répulsions mutuelles, quatre doublets adoptent une disposition tétraédrique.

-  Pour les molécules d’eau, d’ammoniac et de méthane la répulsion des doublets impose une disposition tétraédrique pour quatre doublets se repoussant dans la molécule.

    α ≈ 105 °

   α ≈ 107 °

   α ≈ 109 °

-  Les différences proviennent du fait que la répulsion des doublets non liants est plus importante que la répulsion des doublets liants.

-  Tableau récapitulatif :

-  Remarque :

-  Le dioxyde de soufre : SO₂

-  Schéma de Lewis :

-   

-  On peut proposer le schéma de Lewis suivant :

-   

-  Il respecte les règles de stabilité (règle de l’octet)

-  Mais ce schéma de Lewis n’explique pas le fait que la molécule de dioxyde de soufre soit coudée.

III- Les molécules polaires et apolaires.

1)- Électronégativité.

-  L’électronégativité χ d’un élément traduit la tendance d’un atome de cet élément à attirer le doublet d’électrons d’une liaison covalente qu’il forme avec un autre atome.

-  Plus un élément est électronégatif, plus il attire à lui le doublet d’électrons de la liaison covalente.

-  L’électronégativité varie selon la place de l’élément dans la classification périodique, ceci à l’exception des gaz nobles.

-  Cette propriété est liée à la règle du duet et de l’octet.

-  Sur une même ligne, l’électronégativité augmente de gauche à droite.

-  Dans une même colonne, elle augmente de bas en haut.

-  Classification périodique réduite :

-  Les alcalins ont tendance à perdre des électrons, alors que les halogènes ont tendance à gagner des électrons.

-  Ainsi, ils peuvent acquérir la structure des gaz nobles.

2)- Polarité d’une liaison covalente et moment dipolaire.

►  Exemple : La molécule de chlorure d’hydrogène.

-  Le chlorure d’hydrogène est constitué de molécules HCℓ dans lesquelles l’atome d’hydrogène est lié à l’atome de chlore par une liaison covalente.

-  Le chlore est beaucoup plus électronégatif que l’hydrogène.

-  Il attire vers lui le doublet de liaison : on dit que la liaison H – Cℓ est polarisée.

-  Cette polarisation fait apparaître :

-  Un excédent de charge négative, noté – q, sur l’atome de chlore (q représente une charge partielle).

-  Un excédent de charge positive, noté + q, sur l’atome d’hydrogène.

-  La molécule de chlorure d’hydrogène a un caractère dipolaire : elle constitue un dipôle électrique.

-  Elle peut être représentée par un dipôle portant les charges – q et + q

-  En conclusion :

-  Une liaison covalente entre deux atomes A et B est polarisée si ces deux atomes ont des électronégativités différentes.

- L’électronégativité χ d’un atome traduit sa capacité à attirer le doublet d’électrons d’une liaison covalente dans laquelle il est engagé.

- Une liaison A – B est polarisée si χ_A – χ_B ≥ 0,4

-  Si cette condition est vérifiée :

- Alors, il apparaît une charge partielle négative – q sur l’atome A et une charge partielle positive + q sur l’atome B.

-   Représentation :

3)- Polarité d’une molécule.

a)-  Molécules diatomiques :

-  Une molécule, entre deux atomes A et B, est polarisée si ces deux atomes ont des électronégativités différentes.

-  Plus la différence d’électronégativité est importante et plus la liaison est polarisée

-  Une molécule diatomique constituée de deux atomes identiques est apolaire.

-  Une molécule diatomique constituée de deux atomes différents est généralement polaire.

b)-  Molécules polyatomiques possédant plus de deux atomes.

►  Cas de la molécule d’eau : H₂O

-  L’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène : χ (O) = 3,44 et χ (H) = 2,2

-  Les deux liaisons covalentes O – H d’une molécule d’eau sont polarisées.

-  On note G–, la position moyenne des charges partielles négatives et G+ la position moyenne des charges partielles positives.

-  Représentation :

-  La molécule étant coudée, les positions moyennes des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondues : la molécule d’eau est polaire.

►  Cas du dioxyde de carbone :

-  La molécule de dioxyde de carbone CO₂ est-elle polaire ou apolaire ? Justifier.

-  On donne une indication :

-  L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome de carbone.

-  L’oxygène est plus électronégatif que le carbone.

-  Les deux liaisons covalentes O = C d’une molécule de dioxyde de carbone sont polarisées.

-  Il en résulte l’apparition de charges partielles - q sur chaque atome d’oxygène et d’une charge partielle 2 (+ q) sur l’atome de carbone.

-  Mais la molécule de dioxyde de carbone est une molécule linéaire.

-  Du fait de la géométrie de la molécule, les positions moyennes des charges partielles positives (G+) et négatives (G–) sont confondues.

-  La molécule de dioxyde de carbone est apolaire.

  Conclusion :

-  Une molécule est polaire si les positions moyennes des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondues.

-  Une molécule est apolaire dans le cas contraire.

4)- La liaison hydrogène.

- Une liaison hydrogène se forme lorsqu’un atome d’hydrogène H, qui est lié à un atome A très électronégatif, interagit avec un atome B, également très électronégatif et porteur d’un ou plusieurs doublets non liants.

- Les atomes A et B qui interviennent généralement sont : l’azote N, l’oxygène O, le fluor F et le chlore Cl.

- Les trois atomes qui participent à la liaison hydrogène sont généralement alignés.

- Les molécules qui possèdent le groupe – O – H forment des liaisons hydrogènes.

- C’est le cas des alcools comme l’éthanol, de l’eau dans la glace.

- Ces liaisons hydrogènes participent à la cohésion du cristal.

- Dans ce cas, la cohésion du cristal est due aux liaisons hydrogène et aux interactions de Van Der Waals.

- Représentation de la liaison hydrogène :

►Cas de la molécule d’eau H₂O :

- On a vu que la molécule d’eau H₂O est une molécule coudée qui possède deux liaisons O – H polarisée car l’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène.

- Il y la possibilité de formation de liaisons hydrogène entre les molécules d’eau.

- La cohésion de l’eau à l’état solide et à l’état liquide est assurée par :

- Des interactions de Van Der Waals

- Et par des liaisons hydrogène.

- Structure de la molécule d’eau à l’état solide (glace) :

►Cas du méthane CH₄ :

- Dans du méthane, il n’y a pas de liaisons hydrogène car la liaison C – H est très peu polarisée.

- Les molécules de méthane sont des molécules apolaires.

►Liaison hydrogène et température de fusion et d’ébullition :

- Température de fusion de l’eau : T_fus = 0,0 ° C (Passage de la glace à l’eau à l’état liquide)

- Température d’ébullition de l’eau sous la pression atmosphérique : T_éb = 100 ° C

- (Passage de l’eau à l’état liquide à la vapeur d’eau).

- On précise la valeur de la pression car la température de fusion dépend de la pression.

- Température de fusion du méthane : T_fus = – 184 ° C

- Température d’ébullition du méthane sous la pression atmosphérique : T_éb = – 164 ° C

►Conclusion :

- Dans l’eau, les liaisons hydrogène entre les molécules d’eau augmente la cohésion des états solide et liquide.

- Ce qui n’est pas le cas dans du méthane.

- Ceci explique que les températures de changement d’état soient plus élevées pour l’eau que pour le méthane.

- Ceci est vrai pour toutes les molécules qui forment des liaisons hydrogène.

IV- Applications

1)- QCM :

QCM réalisé avec le logiciel Questy

pour s'auto-évaluer

Configuration électronique et schéma de Lewis.

La formation d’une molécule ou d’un ion.

La géométrie des édifices chimiques.

Sous forme de tableau

2)- Exercices :