De l'atome aux édifices chimiques
Objectifs
À la fin de ce chapitre, vous saurez :
• énoncer et appliquer les règles du duet et de l'octet (ions monoatomiques, molécules) ;
• reconnaître une liaison covalente simple, double ou triple ;
• établir la représentation de Lewis de molécules simples (H2, Cl2, H2O, NH3, O2, C2H4, C2H2...) en distinguant doublets liants et non liants ;
• distinguer une liaison symétrique d'une liaison dissymétrique et utiliser la notion d'électronégativité ;
• donner la représentation de Lewis des ions NH4+ et H3O+ ;
• citer des composés ioniques et définir la liaison ionique.
Prérequis : formule électronique d'un atome, électrons de valence, ion simple, élément chimique.
Situation de départ
Dans l'air que nous respirons, l'oxygène et l'azote ne se trouvent pas sous forme d'atomes isolés mais de molécules O2 et N2. L'eau est formée de molécules H2O, le sel de cuisine d'ions Na+ et Cl-. Seuls les gaz rares, comme l'hélium des ballons ou l'argon des ampoules, existent à l'état d'atomes isolés.
Pourquoi les atomes s'associent-ils, et selon quelles règles ?
I. Les règles du duet et de l'octet
1. La stabilité des gaz rares
L'hélium, le néon et l'argon sont des gaz rares : ils ne réagissent presque pas, ils sont chimiquement stables. On les utilise pour cela : l'hélium, ininflammable, gonfle les ballons sondes et les dirigeables ; l'argon protège les métaux pendant la soudure.
Structure électronique des gaz rares
| Gaz rare | Z | Formule électronique | Électrons externes |
|---|---|---|---|
| hélium He | 2 | (K)2 | 2 |
| néon Ne | 10 | (K)2(L)8 | 8 |
| argon Ar | 18 | (K)2(L)8(M)8 | 8 |
Leur couche externe contient 2 électrons (un duet) pour l'hélium, 8 électrons (un octet) pour le néon et l'argon : c'est l'origine de leur stabilité.
2. Énoncé des règles
Au cours des transformations chimiques, les atomes tendent à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche, c'est-à-dire une couche externe de 2 électrons (règle du duet, pour les atomes proches de l'hélium : H, Li, Be) ou de 8 électrons (règle de l'octet, pour les autres).
3. Application aux ions monoatomiques
Pour respecter ces règles, un atome peut perdre ou gagner des électrons et devenir un ion monoatomique :
• le lithium Li (K)2(L)1 perd 1 électron : Li+ (K)2, un duet comme l'hélium ;
• le magnésium Mg (K)2(L)8(M)2 perd 2 électrons : Mg2+ (K)2(L)8, comme le néon ;
• le chlore Cl (K)2(L)8(M)7 gagne 1 électron : Cl- (K)2(L)8(M)8, comme l'argon ;
• l'oxygène O (K)2(L)6 gagne 2 électrons : O2- (K)2(L)8, comme le néon.
Ces règles permettent de prévoir la charge de la plupart des ions monoatomiques.
II. La liaison covalente et les molécules
1. La molécule
Une molécule est un édifice électriquement neutre, formé d'un nombre limité d'atomes liés entre eux ; ce nombre est son atomicité. Les molécules d'un corps simple sont formées d'atomes identiques (H2, Cl2, O2) ; celles d'un corps composé, d'atomes différents (H2O, CH4).
2. La liaison covalente
Le chimiste américain G. N. Lewis (1875-1946) a proposé en 1916 qu'une liaison entre deux atomes résulte de la mise en commun de deux électrons externes, chaque atome en apportant un. Ce doublet liant appartient aux deux atomes à la fois : il compte pour chacun d'eux.
• H2 : chaque H n'a qu'un électron ; en le mettant en commun, chaque atome dispose de 2 électrons, comme l'hélium (duet).
• Cl2 : chaque Cl a 7 électrons externes ; en mettant en commun un électron chacun, ils forment un doublet liant. Chaque chlore garde ses 3 autres doublets, les doublets non liants, et se trouve entouré de 8 électrons (octet).
Une liaison covalente simple est la mise en commun d'un doublet d'électrons entre deux atomes. Dans le schéma de Lewis, chaque doublet liant est un tiret entre les deux atomes, chaque doublet non liant un tiret placé autour d'un atome.
3. Combien de liaisons un atome peut-il former ?
Un atome forme autant de liaisons covalentes qu'il lui manque d'électrons pour saturer sa couche externe. Si p est le nombre d'électrons de valence :
Nombre de liaisons de quelques atomes
| Atome | Z | Formule électronique | p | n |
|---|---|---|---|---|
| H | 1 | (K)1 | 1 | 1 |
| C | 6 | (K)2(L)4 | 4 | 4 |
| N | 7 | (K)2(L)5 | 5 | 3 |
| O | 8 | (K)2(L)6 | 6 | 2 |
| Cl | 17 | (K)2(L)8(M)7 | 7 | 1 |
4. Établir un schéma de Lewis
Méthode :
a) compter le nombre total nt d'électrons externes de tous les atomes ;
b) en déduire le nombre de doublets : nd = nt / 2 ;
c) répartir ces doublets en doublets liants et non liants, de façon que chaque H ait un duet et chaque autre atome un octet.
• H2O : nt = 6 + 2 × 1 = 8, soit 4 doublets : 2 liaisons O-H et 2 doublets non liants sur l'oxygène.
• NH3 : nt = 5 + 3 × 1 = 8, soit 4 doublets : 3 liaisons N-H et 1 doublet non liant sur l'azote.
• CH4 : nt = 4 + 4 × 1 = 8, soit 4 doublets : 4 liaisons C-H.
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