Structure des entités : Lewis, géométrie, polarité

1Électrons de valence, duet et octet

Définition. Les électrons de valence d’un atome sont les électrons de sa couche électronique externe ; ce sont les seuls qui interviennent dans les liaisons. Leur nombre se lit sur la configuration électronique (par exemple $\ce{O}$ : 1s$^2$ 2s$^2$ 2p$^4$, soit ${6}$ électrons de valence).

Propriété — règles du duet et de l’octet. dans la plupart des entités stables, l’atome d’hydrogène s’entoure de ${2}$ électrons (duet) et les atomes $\ce{C}$, $\ce{N}$, $\ce{O}$, $\ce{F}$, $\ce{P}$, $\ce{S}$, $\ce{Cl}$ s’entourent de ${8}$ électrons (octet). Les exceptions (ion $\ce{H+}$, $\ce{BF3}$…) se signalent par une lacune électronique.

2Schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion

Définition. Le schéma de Lewis représente tous les électrons de valence de l’entité, groupés par paires appelées doublets : un doublet liant (trait entre deux atomes) est partagé par deux atomes, un doublet non liant (trait porté par un seul atome) appartient à cet atome seul. Une lacune électronique (rectangle vide) signale un doublet manquant pour atteindre l’octet (ou le duet pour $\ce{H}$).

Méthode — établir un schéma de Lewis. compter le nombre total d’électrons de valence des atomes et retrancher la charge $z$ de l’entité : $n_e=\sum(\text{électrons de valence})-z$ ; en déduire le nombre de doublets $n_e/2$ ; choisir l’atome central (le moins électronégatif, jamais $\ce{H}$) et former une liaison simple avec chaque atome voisin ; placer les doublets restants en doublets non liants pour compléter les octets ; s’il manque des électrons à l’atome central, former une ou plusieurs liaisons multiples.

Définition. La charge formelle d’un atome dans l’entité vaut

où $v$ est son nombre d’électrons de valence à l’état isolé. La somme des charges formelles est égale à la charge $z$ de l’entité.

3Géométrie autour d’un atome central

Propriété. Les doublets, liants comme non liants, portés par l’atome central sont chargés négativement : ils se repoussent et s’orientent de façon à être le plus éloignés possible les uns des autres. Une liaison multiple compte pour une seule direction.

4Électronégativité, liaison polarisée, molécule polaire

Définition. Une liaison A–B est polarisée lorsque $\abs{\chi_{\mathrm A}-\chi_{\mathrm B}}\geq{0{,}4}$ : l’atome le plus électronégatif porte une charge partielle $\delta^-$, l’autre $\delta^+$. Une molécule est polaire si elle possède au moins une liaison polarisée et si les barycentres des charges partielles positives et négatives ne coïncident pas ; sinon elle est apolaire.

Méthode — déterminer si une molécule est polaire. établir le schéma de Lewis, en déduire la géométrie, repérer les liaisons polarisées et placer $\delta^+$ et $\delta^-$ ; si la molécule est symétrique (liaisons identiques réparties symétriquement autour de l’atome central), les barycentres coïncident et la molécule est apolaire.

5Savoir-faire du chapitre

6Exemples types