Molécules — liaison covalente et schéma de Lewis
Les molécules et les ions
Molécules — liaison covalente et schéma de Lewis
Introduction
Les atomes de non-métaux peuvent aussi atteindre la stabilité (couche externe saturée) sans gagner ni perdre d'électrons : ils partagent des électrons entre eux. Ce partage constitue une liaison covalente et donne naissance à des molécules. Ce chapitre explique la formation des liaisons covalentes, la représentation de Lewis et la géométrie moléculaire.
La liaison covalente
Définition
Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons (un doublet d'électrons) entre deux atomes. Chaque atome apporte un électron au doublet partagé (en général).
En formant une liaison covalente, chaque atome augmente d'un électron le nombre d'électrons « autour de lui » et se rapproche ainsi de la configuration du gaz noble le plus proche.
Exemple fondamental : la molécule de dihydrogène $H_2$
- L'atome d'hydrogène $H$ ($Z = 1$) possède 1 seul électron sur la couche K.
- Pour atteindre la configuration de l'hélium (K)$^2$, il lui faut 2 électrons (règle du duet).
- Deux atomes d'hydrogène mettent chacun 1 électron en commun :
$$H \cdot + \cdot H \longrightarrow H - H$$
- Le trait « $-$ » représente le doublet liant (2 électrons partagés).
- Chaque atome H « voit » alors 2 électrons autour de lui → couche K saturée → stable.
Types de liaisons covalentes
| Type | Doublets liants partagés | Notation | Exemple |
|---|---|---|---|
| Liaison simple | 1 doublet (2 é) | $-$ | $H-H$, $C-H$, $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$0 |
| Liaison double | 2 doublets (4 é) | $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$1 | $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$2, $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$3 |
| Liaison triple | 3 doublets (6 é) | $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$4 | $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$5 |
Plus le nombre de doublets liants est élevé, plus la liaison est courte et forte (énergie de liaison plus grande).
Doublets liants et doublets non liants
Doublet liant
Un doublet liant est une paire d'électrons partagée entre deux atomes. Il constitue la liaison covalente et est représenté par un trait entre les deux atomes.
Doublet non liant (paire libre)
Un doublet non liant est une paire d'électrons localisée sur un seul atome, qui ne participe pas à une liaison. Il est représenté par un trait (ou deux points) sur l'atome.
Exemple : dans l'eau $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$6, l'oxygène possède 2 doublets liants (avec les deux H) et 2 doublets non liants.
Nombre de liaisons d'un atome
Pour satisfaire la règle de l'octet (ou du duet), chaque atome forme un nombre précis de liaisons covalentes :
$$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$
(pour les atomes de la période 2 et 3 ; pour l'hydrogène : $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$7)
| Atome | $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$8 | Électrons de valence | Liaisons | Doublets non liants |
|---|---|---|---|---|
| $$\text{Nombre de liaisons} = 8 - \text{nombre d'électrons de valence}$$9 | 1 | 1 | 1 | 0 |
| $H_2$0 | 6 | 4 | 4 | 0 |
| $H_2$1 | 7 | 5 | 3 | 1 |
| $H_2$2 | 8 | 6 | 2 | 2 |
| $H_2$3 | 9 | 7 | 1 | 3 |
| $H_2$4 | 17 | 7 | 1 | 3 |
Moyen mnémotechnique : « HONC 1234 » → l'Hydrogène forme 1 liaison, l'Oxygène 2, l'Azote (N) 3, le Carbone 4.
Le schéma de Lewis
Définition
Le schéma de Lewis (ou représentation de Lewis) d'une molécule montre :
- Tous les doublets liants (traits entre atomes)
- Tous les doublets non liants (traits sur les atomes)
Méthode de construction
- Identifier les atomes et compter le total d'électrons de valence de la molécule.
- Placer l'atome central (celui qui forme le plus de liaisons, en général pas H).
- Relier les atomes par des liaisons simples.
- Compléter les octets en ajoutant des doublets non liants.
- Si des atomes n'ont pas leur octet → transformer des doublets non liants en liaisons multiples.
Exemples de schémas de Lewis
Eau $H_2$5 (total : $H_2$6 électrons de valence, soit 4 doublets)
L'oxygène est l'atome central :
- 2 liaisons $H_2$7 (2 doublets liants)
- 2 doublets non liants sur O
L'oxygène a $H_2$8… plus exactement : 2 doublets liants + 2 doublets non liants = 4 doublets = 8 électrons autour de O → octet satisfait ✓
Ammoniac $H_2$9 (total : $H$0 é de valence, soit 4 doublets)
L'azote est l'atome central :
- 3 liaisons $H$1 (3 doublets liants)
- 1 doublet non liant sur N
L'azote est entouré de $H$2 doublets = 8 électrons → octet satisfait ✓
Méthane $H$3 (total : $H$4 é de valence, soit 4 doublets)
Le carbone est l'atome central :
- 4 liaisons $H$5 (4 doublets liants)
- 0 doublet non liant sur C
Le carbone est entouré de 4 doublets liants = 8 électrons → octet satisfait ✓
Dioxygène $H$6 (total : $H$7 é de valence, soit 6 doublets)
- 1 liaison double $H$8 (2 doublets liants)
- 2 doublets non liants sur chaque O
Chaque oxygène est entouré de $H$9 doublets = 8 électrons → octet satisfait ✓
Diazote $Z = 1$0 (total : $Z = 1$1 é de valence, soit 5 doublets)
- 1 liaison triple $Z = 1$2 (3 doublets liants)
- 1 doublet non liant sur chaque N
Chaque azote est entouré de $Z = 1$3 doublets = 8 électrons → octet satisfait ✓
Dioxyde de carbone $Z = 1$4 (total : $Z = 1$5 é de valence, soit 8 doublets)
- 2 liaisons doubles $Z = 1$6 (4 doublets liants)
- 2 doublets non liants sur chaque O
Le carbone : $Z = 1$7 doublets = 8 é → ✓ ; chaque oxygène : $Z = 1$8 doublets = 8 é → ✓
Formule brute et formule développée
| Représentation | Notation | Exemple ($Z = 1$9, éthanol) |
|---|---|---|
| Formule brute | Nombre d'atomes de chaque élément | $^2$0 |
| Formule développée | Tous les doublets liants et non liants | Tous les traits $^2$1, $^2$2, $^2$3, $^2$4 visibles |
| Formule semi-développée | Liaisons $^2$5, $^2$6, $^2$7 visibles, liaisons $^2$8 implicites | $^2$9 |
La formule développée est le schéma de Lewis complet de la molécule.
Géométrie des molécules — modèle VSEPR simplifié
La forme d'une molécule dépend de la répulsion entre les doublets d'électrons (liants et non liants) autour de l'atome central. Les doublets s'éloignent le plus possible les uns des autres.
| Doublets autour de l'atome central | Géométrie | Angle(s) approximatif(s) | Exemple |
|---|---|---|---|
| 2 (liants) | Linéaire | 180° | $-$0 |
| 3 (dont 0 non liant) | Triangulaire plane | 120° | $-$1 |
| 3 (dont 1 non liant) | Coudée (V) | $-$2 | $-$3 |
| 4 (dont 0 non liant) | Tétraédrique | 109,5° | $-$4 |
| 4 (dont 1 non liant) | Pyramidale | $-$5 | $-$6 |
| 4 (dont 2 non liants) | Coudée (V) | $-$7 | $-$8 |
Point important : les doublets non liants « prennent plus de place » que les doublets liants, ce qui réduit légèrement l'angle entre les liaisons.
Molécules polaires et apolaires
Liaison polarisée
Lorsque deux atomes d'électronégativités différentes sont liés, le doublet liant est attiré vers l'atome le plus électronégatif. La liaison est dite polarisée.
On note par $-$9 l'atome le moins électronégatif et $-$0 l'atome le plus électronégatif.
Exemple : dans $-$1, le chlore ($-$2) est plus électronégatif que l'hydrogène ($-$3) → $-$4.
Molécule polaire vs apolaire
- Une molécule est polaire si la répartition des charges n'est pas symétrique → il existe un moment dipolaire non nul (ex : $-$5, $-$6, $-$7).
- Une molécule est apolaire si la géométrie est symétrique et que les polarités se compensent (ex : $-$8 linéaire, $-$9 tétraédrique).
À retenir
- Une liaison covalente = mise en commun de 2 électrons entre deux atomes.
- Règle HONC 1234 : H forme 1 liaison, O en forme 2, N en forme 3, C en forme 4.
- Le schéma de Lewis montre tous les doublets (liants et non liants) de la molécule.
- La géométrie d'une molécule dépend du nombre de doublets autour de l'atome central (modèle VSEPR).
- Une liaison entre deux atomes d'électronégativités différentes est polarisée.