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 Atome Structure électronique en
sous couche s, p, d, f …
Structure électronique en sous couche K, L, M, N etc…
Couche externe
Electrons couche externe
1s2 (K)2 K 2
1s2 2s2 2p6 (K)2(L)8 L 8
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (K)2(L)8(M)8 M 8
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 (K)2(L)8(M)18(N)8 N 8
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
(K)2(L)8(M)18(N)18(O)8 O 8
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
(K)2(L)8(M)32(N)18(O)18(P)8 P 8
Conclusion : tous les gaz rares sauf l’hélium ont 8 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
K, L, M, N etc… (K)1 (K)2(L)4 (K)2(L)5 (K)2(L)6 (K)2(L)8(M)6 (K)2(L)8(M)7 Nom de la couche
externe K L L L M M
Nombre d’électrons
sur la couche externe 1 4 5 6 6 7
Nombre d’électrons qu’il va chercher à gagner = Valence
1 4 3 2 2 1
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
Il existe quelques exceptions à la règle de l’octet (ici le soufre dans l’acide sulfurique) 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 vérifiée.
2. Géométrie des molécules
Prenons un atome noté A dans une molécule. On souhaite savoir la géométrie autour de cet atome. La méthode à suivre demande de :
Compter les atomes liés à A (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 d’atomes
liés 2 2 2 2 4 3
Nombre de doublets
non liants 2 0 0 2 0 1
Notation
symbolique AX2E2 AX2 AX2 AX2E2 AX4 AX3E1
Règle de Gillespie ou méthode de la VSEPR : les doublets covalents et les doublets non liants se placent de façon à être les plus éloignés possibles les uns des autres.
C2 Cours : Les liaisons chimiques Page 3 Application 5 : En s’aidant de l’annexe 1 trouver la géométrie molécules suivantes
Molécule H2O HCN CO2 H2S CH4 NH3
Notation
symbolique AX2E2 AX2 AX2 AX2E2 AX4 AX3E1
Géométrie coudée linéaire linéaire coudée tétraédrique pyramidale
(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 ?
Lorsque l’atome central est entouré par 4 groupes X, la géométrie est un tétraèdre régulier. L’écart entre chaque groupe X est le même : 109°
Quel angle a-t-on entre deux groupes X dans la situation AX2E2 ?
Lorsque l’atome central est entouré par 2 groupes X et 2 groupes E, la géométrie est un tétraèdre non régulier. L’écart entre chaque groupe E est plus grand qu’entre les groupes X. L’angle entre les deux groupes X est donc inférieur à 109° (ex : pour l’eau l’angle est de 104°)
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 :
C2 Cours : Les liaisons chimiques Page 4 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 La liaison hydrogène entre les molécules d’eau empêche un mouvement libre entre les différentes
molécules. Il faut chauffer plus fortement pour casser ces liaisons d’où une température de fusion plus grande que prévue. Le raisonnement est le même pour expliquer le point d’ébullition.
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.
