C2 Cours : Les liaisons chimiques Page 1
C2 Cours : Les liaisons chimiques
1. Théorie de Lewis
1.1. Règle de l’octet
Les éléments chimiques cherchent à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche.
soit l’élément perd ou gagne des électrons et se transforme en ion.
soit il met en commun des électrons avec un autre atome en formant une liaison covalente
Application 1 : Ecrire la structure électronique des atomes suivants
2𝐻𝑒
10𝑁𝑒
18𝐴𝑟
36𝐾𝑟
54𝑋𝑒
86𝑅𝑛
Conclusion : tous les gaz rares sauf ……… ont ……… électrons sur leur couche externe
Définition : Les éléments de numéro atomique Z ≥ 6 cherchent à avoir 8 électrons sur leur couche externe (Règle de l’octet)
Remarque : Les éléments de numéro atomique Z ≤ 5 cherchent à avoir 2 électrons sur leur couche externe (Règle du duet)
1.2. Représentation de Lewis des atomes
Application 2 : Compléter le tableau suivant
Elément H C N O S Cl
Numéro atomique 1 6 7 8 16 17
Structure électronique
Nom de la couche externe
Nombre d’électrons sur la couche externe
Nombre d’électrons qu’il va chercher à gagner = Valence Représentation de Lewis de l’atome
C2 Cours : Les liaisons chimiques Page 2 Vocabulaire : un atome qui cherche à former 1 liaison covalente est dit monovalent ;
2 liaisons covalentes est dit divalent ; 3 liaisons covalentes est dit trivalent ; 4 liaisons covalentes est dit tétravalent ; 1.3. Représentation de Lewis des molécules
Dans la représentation de Lewis on indique tous les doublets liants et non liants.
Exemples : la molécule d’eau l’acide sulfurique
La règle de l’octet est vérifié la plupart du temps (ici le soufre ne la vérifie pas) Application 3 : Donner la représentation de Lewis des molécules
ammoniac NH3
acide cyanhydrique
HCN
dioxyde de carbone CO2
sulfure
d’hydrogène H2S méthane CH4
Vérifier pour chaque atome si la règle de l’octet est vérifié.
2. Géométrie des molécules
Prenons un atome dans une molécule. On souhaite savoir la géométrie autour de cet atome. La méthode à suivre demande de :
Compter les liaisons covalentes sur cet atome (les liaisons double et triple ne comptent qu’une fois)
Compter les doublets non liants sur cet atome
Notation : l’atome central est noté A, les liaisons covalentes X et les doublets non liants E
Exemple : Dans l’oxygène a 2 liaisons covalentes et 2 doublets liants : AX2E2
Application 4 : Trouver la notation symbolique des molécules suivantes
Molécule H2O HCN CO2 H2S CH4 NH3
Nombre de liaisons
covalentes 2
Nombre de doublets
non liants 2
Notation
symbolique AX2E2
Règle de Gillespie ou méthode de la VSEPR : les doublets covalentes et les doublets non liants se placent de façon à être les plus éloignés possible les uns des autres.
C2 Cours : Les liaisons chimiques Page 3 Application 5 : En déduire la géométrie molécules suivantes
Molécule H2O HCN CO2 H2S CH4 NH3
Notation
symbolique AX2E2 Géométrie
Toutes les configuration possibles sont en annexe 1
(source : http://www.lct.jussieu.fr/pagesperso/fuster/LC101/VSEPR.pdf)
Pour aller plus loin : les doublets non liants repoussent plus que les liaisons covalentes.
Quel angle a-t-on entre deux groupes X dans la situation AX4 ? Quel angle a-t-on entre deux groupes X dans la situation AX2E2 ?
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3. Les liaisons intermoléculaires
Pourquoi un sucre constitué de molécules est solide ? On sait par exemple que les cristaux ioniques, comme le sel, tiennent leur cohésion des forces électriques entre les ions. Pour quelle raison les molécules forment des solides ? Quelles sont les forces, les liaisons responsables de la cohésion d’un solide moléculaire ? Nous allons étudier deux liaisons intermoléculaires :
3.1. La liaison de Van der Walls
Les électrons ne sont pas répartis équitablement entre les atomes d’une molécule car les atomes ont des électronégativités différentes (voir la définition dans le chapitre C1). Certains atomes se retrouvent avec un excédent de charge négative et d’autres avec un excédent de charge positive. La molécule possède alors un moment dipolaire :
Les moments dipolaires s’attirent, on parle de liaison de Van der Waals.
3.2. La liaison hydrogène
L’hydrogène très faiblement électronégatif possède souvent un excès de charge positive. Il va donc attirer les atomes très électronégatifs comme l’oxygène. Exemple dans le kevlar les liaisons hydrogène sont responsables de la très forte résistance de ce matériau :
Les liaisons hydrogènes se trouvent dans l’eau, dans tous les alcools.
Application 6 : Expliquer à l’aide des liaisons intermoléculaires les points d’ébullition des molécules H2Te, H2Se, H2S et H2O
Elément Symbole Masse
atomique Molécule Point de fusion °C
Point ébullition °C Tellure Te 127,60 H2Te -53 -5 Sélénium Se 78,96 H2Se -65 -45
Soufre S 32,066 H2S -83 -63
Oxygène O 15,9994 H2O 0 au lieu de -110
+100 au lieu de -80
C2 Cours : Les liaisons chimiques Page 5 Annexe prof application 6 : L'eau, si on la compare à d'autres corps de composition analogue, possède des caractéristiques anormales. Considérons les corps dont les molécules sont constituées de deux atomes d'hydrogène et d'un élément du groupe 16 de la table périodique (colonne dont fait partie l'oxygène). Les températures de fusion et d'ébullition de ces corps forment une série régulière (à cause des forces
d'attraction de Van der Waals qui augmente en même temps que la masse moléculaire)(le nombre d’électrons augmentent donc les moments dipolaires aussi). L'eau fait exception à cette règle, comme le montre le tableau suivant.
