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Le cours en vidéo

Représentation de LEWIS

Géométrie des molécules

Polarité des molécules et ions

Je dois savoir

Rappels

icone attention

Une entité chimique n'existe que si elle a acquis sa forme la plus stable, donc celle qui permet à chaque atome la constituant d'avoir la structure du gaz rare le plus proche.


Rappels :

  • Les électrons se répartissent sur des couches (1, 2, 3..) et des sous-couches (s et p au lycée).
  • La structure la plus complète est donc celle de l'argon 18Ar : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
  • La dernière couche (ou couche de valence) est la seule qui nous intéresse en chimie car ce sont ses électrons qui pourront interagir avec les entités voisines. Pour qu'une entité existe dans la nature, cette couche devra être pleine.

Représentation de LEWIS

Règles de représentation

La représentation de Lewis permet de visualiser les électrons de la couche de valence :

  • Point : représente un électron seul
  • Trait : doublet électronique
  • Rectangle : lacune électronique

Les atomes à connaître

On a vu en seconde que des atomes qui se trouvent dans une même colonne du tableau périodique ont la même structure de couche externe. On a donc tout intérêt à connaître la représentation de Lewis de la deuxième ligne du tableau (de plus ce seront des atomes que nous verrons très souvent en chimie)

Représentation de Lewis des atomes de base

Des atomes aux ions

A l'exception de gaz rares (dernière colonne du tableau périodique), les atomes ont une couche de valence incomplète.

Ils peuvent donc se transformer en ions afin de se stabiliser, en gagnant ou en perdant des électrons.


Exemples : sodium 11Na et oxygène 8O

La dernière couche est notée en rouge

Entité

Structure électronique

Existe sous cet état dans la nature ?

Représentation de LEWIS

Na (atome)

1s2 2s2 2p6 3s1 

NON

Schéma de Lewis de l'atome de sodium Na

Na+ (ion)

1s2 2s2 2p6

OUI

Schéma de Lewis de l'ion sodium Na+

O (atome)

1s2 2s2 2p4

NON

Schéma de Lewis de l'atome d'oxygène O

O2- (ion)

1s2 2s2 2p6

OUI

Schéma de Lewis de l'ion oxygène O2-

Géométrie des molécules et ions polyatomiques

Quand un atome (ci-contre en rouge) est lié a d'autres atomes, ces derniers se repoussent (interactions entre les électrons de la couche de valence). Pour cette raison ils vont se mettre le plus loin possible les uns des autres.

Connaître le nombre d'atomes voisins permet donc de prévoir la géométrie de la molécule.

Géométrie des molécules
icone attention

Les doublets non liants se comportent comme des atome du point de vue de la répulsion.

Dans la molécule d'eau par exemple, l'atome d'oxygène est lié à deux atomes d'hydrogène et possède 2 doublets non liants. Tout se passe comme s'il avait 4 voisins dont deux seront "invisibles".

La molécule d'eau est donc coudée.

molécule d'eau

Polarité d'un molécule

Electronégativité

Les éléments chimiques ont des électronégativités (aptitude à "attirer" les électrons) différentes. 

On pourra retenir par ordre décroissant d'électronégativité les éléments qu'on rencontre le plus souvent :

F O N Cl Br I S C H

Polarité d'une liaison

Une liaison entre deux atomes est polarisée (déséquilibre électrique) si les atomes sont différents de part et d'autre de la liaison. L'atome le plus électronégatif attirera davantage les électrons du doublet liant vers lui, il "s'accapare" partiellement les électrons : on lui attribue une charge partielle δ-. L'autre atome aura lui "perdu" partiellement son électron, il aura une charge partielle δ+

Liaison OH polarise

Polarité d'une molécule

Une molécule sera polaire si les centres géométriques des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondus.

La molécule sera apolaire s'ils sont confondus.


Dans le cas de CCl4 le centre des charges partielles positives et négatives se trouvent au centre de l'atome de carbone. La molécule CCl4 est apolaire.

Molécule de CCl4 apolaire

Objectifs du programme

  • Établir le schéma de Lewis de molécules et d'ions mono ou polyatomiques, à partir du tableau périodique : O2, H2, N2, H2O, CO2, NH3, CH4, HCl, H+, H3O+, Na+, NH4+, Cl-, HO-, O2-
  • Interpréter la géométrie d’une entité à partir de son schéma de Lewis.
  • Déterminer le caractère polaire d’une liaison à partir de la donnée de l’électronégativité des atome
  • Déterminer le caractère polaire ou apolaire d’une entité moléculaire à partir de sa géométrie et de la polarité de ses liaisons.

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