De la structure à la polarité d’une molécule, schéma de Lewis – Bac de Physique-Chimie

Voici une fiche qui résume tout ce qu’il faut savoir de la structure à la polarité d’une entité et le schéma de Lewis.

Le schéma de Lewis

Les définitions générales

Tout d’abord quelques définitions importantes :

Les électrons de valence sont les électrons qui sont situés sur la couche externe d’un atome, c’est-à-dire la couche la plus éloignés du noyau.

Les autres électrons de l’atome sont appelés les électrons de cœur.

Sur le tableau périodique, les atomes ayant la même configuration de valence sont rangés sur la même colonne et les atomes ayant les mêmes électrons de cœur sont sur la même ligne.

 

Comment former le schéma de Lewis

Pour former le schéma de Lewis d’une molécule, on commence par s’attarder individuellement sur chaque atome de la molécule. On établit ainsi un pseudo-schéma de Lewis pour l’atome. Pour ce faire, on déduit de sa configuration électronique ou bien du tableau périodique le nombre d’électrons de valence.

Ensuite, on place les électrons autour de l’atome

  • On commence par remplir les 4 cotés de l’atome avec des électrons célibataires. S’il y en a moins de 4 alors on a finis, on peut laisser des places vide. On représente les électrons célibataires par des points
  • S’il y a plus que 4 électrons de valence alors on va former des doublets de deux électrons (représentés par des tirets). En laissant, s’il le faut des électrons célibataires.

On remarque ainsi que les gaz nobles ne vont pas pouvoir former de liaisons covalentes

 

Exemple du schéma de Lewis avec le Chlore 

schéma de Lewis

Sur chaque atome (sauf exception), il y aura alors des électrons célibataires. Ce sont ces électrons qui vont former les liaisons covalentes en s’associant avec un électron célibataire d’un autre atome. Les doublets eux, ne vont pas former de liaison, on les nomme d’ailleurs doublets non liants.

 

Exemple de schéma de Lewis de la molécule HCl

On peut ainsi en appliquant scrupuleusement cette méthode établir le schéma de Lewis de toutes les molécules. Il faut faire attention à laisser les doublets non liants sur chaque atome de la molécule et à ne pas oublier les liaisons doubles ou triples lorsque c’est nécessaire.

Si le schéma de Lewis final de la molécule comporte des électrons célibataires alors celle-ci est instable.

 

Le schéma de Lewis des ions

Pour un ion, on peut encore établir les schémas de Lewis pour chaque atome individuellement puis la molécule complète sauf que la charge va influer le nombre d’électrons de valence.

Si la charge est positive, on enlève un électron célibataire à la molécule (si l’on avait un électron de valence en trop sur notre molécule finale, elle est instable, elle va donc perdre un électron pour former un ion).

Si la charge est négative, on rajoute un électron célibataire qui peut par exemple former un doublet non liant en s’associant à un autre électron

 

Exemple du schéma de Lewis sur HO-

Schéma de Lewis 3

 

Stabilité de l’atome

Règle du duet et de l’octet qui régissent la stabilité d’un atome:

  • Règle du duet : un atome d’hydrogène ou d’Helium doit avoir 2 électrons sur sa couche externe ( une liaison covalente compte pour 2)
  • Règle de l’octet : pour tous les autres atome, il faut 8 électrons sur la couche externe (un doublet ou une liaison covalente compte pour 2, un électron célibataire pour 1)

 

Si un atome dans une entité ne peut pas respecter la règle du duet ou de l’octet, il se forme une lacune électronique qu’on représente par un rectangle vide.

 

Géométrie des entités ou représentation de Cram

 

Définition de la représentation de Cram

Si les molécules ont des géométries intéressantes à étudier et toujours identiques pour la même molécule, c’est parce que comme tu le sais, les charges de même signe se repoussent. Ainsi, les électrons vont se repousser entre eux. La configuration la plus stable sera donc celle ou ils sont le plus éloignés entre eux.

Cela est dû aux interactions électrostatiques qui sont d’autant plus fortes que la distance est petite et donc très forte à l’échelle microscopique.

Comme la représentation de Lewis ne permet pas d’étudier la géométrie des molécules on utilise la représentation de Cram.

 

 

Convention de la représentation de Cram

  • Trait fin = liaison dans le plan de la feuille
  • Trait pointillé = liaison en arrière plan
  • Trait gras = liaison en avant du plan

 

Schéma de Lewis - 6

Les doublets non liants ne vont pas être représentés mais vont être considérés comme les liaisons covalentes dans la géométrie de la molécule car ils comportent des électrons et vont exercer une force électrostatique.

On va ainsi avoir une géométrie comme celle-ci selon chaque cas de figure :

 

Electronégativité et polarisation

 

Définition de l’electronégativité

Dans une liaison covalente, deux électrons d’atomes différents vont s’associer. Il se peut que les électrons ne soit pas répartis uniformément sur la liaison, qu’ils soient plus d’un coté que de l’autre : cela est du à la différence d’électronégativité des atomes.

Électronégativité : Capacité d’un atome à attirer les électrons d’une liaison.

On la note X(atome)

Exemple : X(O)>X(H) donc l’atome O attire plus les électrons de la liaison que H dans une liaison O-H

 

Caractéristiques de l’électronégativité

Dans le tableau périodique, l’électronégativité augmente de la gauche vers la droite et du bas vers le haut. Il est alors aisé de repérer quel atome est le plus électronégatif dans une liaison.

Quand la différence d’électronégativité entre les deux atomes d’une liaison est supérieure à 0,5 on dit que la liaison est polarisée. Il va y avoir des charges + et – qui vont apparaitre même si la charge globale de la molécule est nulle.

En effet, si l’atome le plus électronégatif attire les électrons de la liaison il est porteur d’une charge négative (-) et l’atome le moins électronégatif va perdre un électron et donc porter une charge positive (+).

 

Définition de la polarité

Une entité chimique polaire est une entité chimique dont le centre des charges positives n’est pas au même endroit que le centre des charges négatives. Cela est alors du à la polarisation des liaisons mais aussi à la géométrie de la molécule.

En effet, si la molécule admet des liaisons polarisés mais que sa symétrie fait que le barycentre des charges + et – est confondus, elle est globalement apolaire, il ne va pas y avoir un coté plus négatif que positif ou inversement.

Au contraire, si les barycentres des charges + et – sont distincts alors la molécule va avoir un pole + et un pole – et sera polarisé.

 

Exemples

Exemple : CO2 apolaire

H20 polaire

 

 

Le schéma de Lewis et la répartition des charges dans une molécule sont particulièrement intéressants à étudier pour la miscibilité notamment. N’hésitez pas à poursuivre vos révisions avec d’autres fiches de Physique-Chimie