I- Le modèle de Lewis.

1)- Formule électronique d’un atome.

► Le principe de Pauli

-  Une couche électronique de nombre quantique n contient au maximum 2 n² électrons.

-  Les électrons d’un atome dans son état fondamental (état le plus stable) remplissent les couches de plus basse énergie.

-  Ordre de remplissage :

-  Ainsi la couche K ne peut contenir au plus que : 2 électrons.

-  La couche L, 8 électrons,

-  Et la couche M, 18 électrons (Pour le moment, on se limite à 8 électrons sur la couche M et la couche N).

-  Les électrons de l’atome remplissent progressivement les différentes couches électroniques.

-  Une couche électronique est saturée lorsqu’elle contient son nombre maximal d’électrons.

-  Les électrons se placent d’abord dans la couche K,

-  Puis quand celle-ci est saturée à 2 électrons, ils remplissent la couche L.

-  Quand la couche L est saturée à 8 électrons, ils remplissent la couche M.

-  L’état de l’atome obtenu en utilisant ce principe de remplissage est appelé : l’état fondamental.

-  Représentation sur un axe :

 

► Formule électronique de quelques atomes :

2)- Représentation de Lewis des atomes. Schéma de Lewis.

► La représentation de Lewis schématise la structure électronique externe, on parle aussi de couche de valence.

► Règles :

► Schéma de Lewis des premiers atomes :

 

► Valence d’un atome :

-  L’atome d’hydrogène  possède 1 électron célibataire : il est monovalent.

-  L’atome d’oxygène  possède 2 électrons célibataires : il est divalent.

-  L’atome d’azote  possède 3 électrons célibataires : il est trivalent.

-  L’atome de carbone  possède 4 électrons célibataires : il est tétravalent.

3)- Représentation de Lewis des molécules.

► La liaison covalente :

-  C’est une liaison forte et dirigée. Elle résulte de la mise en commun de deux électrons entre deux atomes.

► Règles de l’octet :

-  Un atome cherche toujours à acquérir la configuration électronique la plus stable qui est celle du gaz rare le plus proche dans la classification périodique.

  Pour acquérir une structure électronique en octet, les atomes peuvent :

-  Gagner ou perdre des électrons pour former des ions.

-  Former des liaisons covalentes par la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’électrons.

-  Remarque :

-  Les paires d’électrons sont appelés doublets de liaisons, on les représente par un tiret entre les deux atomes

► Exemples :

-  La molécule de dichlore Cl₂.

-  La molécule d’eau H₂O.

-  La molécule de dioxyde de carbone CO₂.

► Remarques :

-  Les paires d’électrons liées sont engagés dans une liaison covalente.

-  On parle aussi de paires liantes ou de doublets liants.

-  Les paires d’électrons libres ne sont pas engagés dans une liaison covalente.

-  Elles sont attachées à un seul atome.

-  On parle de paires non liantes ou de doublets non liants.

 

4)- 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.

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

II- La méthode VSEPR.

1)- But de la méthode.

-  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.

  Elle s’applique à des molécules ou des ions du type :

AX_nE_p

-  A désigne l’atome central qui est lié à n atomes X et qui possède p paires d’électrons libres (ou p doublets non liants).

► Exemples :

 

-     Représentation schématique :

 

2)- Principe de la méthode :

  La géométrie d’une molécule ou d’un ion dépend du nombre total de paires d’électrons (doublets d’électrons) de la couche de valence de l’atome central A.

  Les paires d’électrons de la couche de valence de l’atome central se disposent de façon à ce que leurs répulsions mutuelles soient minimales (c’est-à-dire que leurs distances soient maximales)

 

III- Molécules de type AX_n avec liaisons simples.

1)- La méthode VSEPR.

-  Tableau :

2)- Applications :

a)- Donner la géométrie des molécules suivantes : BeCl₂, BF₃, CH₄.

  Pour appliquer la méthode VSEPR :

-  On compte les paires liantes de la couche de valence de l’atome central en s’aidant de la formule de Lewis

-  On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion en s’aidant du tableau.

 

 

b)- Écrire la formule de Lewis de l’ion ammonium. Proposer une structure géométrique pour cet ion (VSEPR).

c)- Écrire la formule de la molécule éthane C₂H₆. Proposer une structure géométrique pour cette molécule (VSEPR).

-  Remarque : ces caractéristiques se retrouvent dans tous les alcanes :

-  Carbone tétragonal

-  Angle entre 2 liaisons 109° 28’

d)- Conclusion :

  Une molécule de type AX_nY_m a une structure géométrique semblable à celle d’une molécule de type AX_n+m

  La méthode s’applique également aux ions polyatomiques.

IV- Molécules de type AX_n avec liaisons multiples.

1)- La méthode VSEPR.

  On compte le nombre de liaisons entourant l’atome central, chaque liaison multiple comptant comme une liaison simple.

  On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion conditionnée par la répulsion minimale.

► Remarque :

-  Une liaison multiple est toutefois plus répulsive qu’une simple liaison.

-  Une triple liaison est plus répulsive qu’une double liaison.

-  Les angles formés par des doubles liaisons sont plus grands que ceux formés par des simples liaisons.

2)- Exemples de molécules :

a)- Donner la représentation de Lewis de la molécule de dioxyde de carbone. Donner son type et sa géométrie.

b)- Donner la représentation de Lewis de la molécule de d’éthène. Donner son type et sa géométrie.

-  On prend individuellement chaque atome de carbone comme atome central.

 

► Insuffisance du modèle :

-  La méthode VSEPR ne permet pas de déterminer complètement la géométrie de la molécule.

-  L’association de et peut donner :

-  L’étude stéréochimique montre que la molécule est plane. 

► Les caractéristiques géométriques obtenues avec l’éthène se retrouvent dans tous les alcènes.

-  Les 2 atomes de carbones doublement liés sont trigonaux,

-  Les angles sont voisins de 120 ° pour les atomes trigonaux.

V- Molécules de types AX_nE_p.

1)- Méthode VSEPR.

  On compte le nombre total de paires d’électrons liés et libres entourant l’atome central sans les différencier.

  On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion conditionnée par la répulsion minimale.

  Une paire d’électrons libres est plus répulsive qu’une paire d’électrons liés.

-  L’angle entre deux paires libres est plus grand que l’angle entre deux paires liantes.

2)- Cas importants.

3)- Exemples de molécules et d’ions.

-  Donner la représentation de Lewis des molécules et ions suivants :

-  H₂O, H₃O⁺, OH^–, NH₃, CO₃^2–, de l’ozone O₃,

-  Donner le type et en déduire la géométrie.

 

 

 

-  Déterminer la représentation de Lewis de la molécule d’acide méthanoïque CH₂O₂.

-  En déduire sa géométrie à l’aide de la méthode VSEPR.