1.1. Méthode pour les molécules
Le programme évoque ces molécules : O2 ,H2, N2, H2O, CO2, NH3, CH4, HCl.
Les éléments H, C, N, O et Cl sont dans le TABLEAU "réduit" (rappel 1 et 2 de 2nde).
La valencenombre d'électrons sur la couche externe de chaque élément est le n° de la colonne de ce tableau 😊.
Le modèle de Lewis de la molécule sera établi avec l'ensemble des électrons de valence des atomes donnés par sa formule :
1. Considérer le schéma de Lewis des atomes, leur valence (doc 1).
2. Observer : L'atome seul est central. Il a plus d'électrons liants.
O dans H2O, C dans CO2, N dans NH3, C dans CH4...
3. ApparierLiaison covalente : deux électrons de valence sont partagés les célibataires 😍 Il n'y aura plus de •. Que des ─
4. Vérifier : chaque atome suit la règle de l'octetUn atome s'entoure de 8 électrons (en comptant ceux partagés dans les liaisons) pour être stable, comme un gaz noble., du duetH s'entoure de 2 électrons pour être stable, comme l'hélium He. pour H.
EXEMPLES :
Exercice : Établir le schéma de Lewis de ces molécules :
1. Molécule d'éthane C2H6
2. Molécule d'éthanol C2H5OH
1.2. Méthode pour les ions monoatomiques
Le programme évoque ces ions : H+, Na+, Cl-, O2-.
H, Na, O et Cl sont dans le TABLEAU "réduit" (doc 2).
La valencenombre d'électrons sur la couche externe de chaque élément est le n° de la colonne de ce tableau 😊.
Un ion monoatomique est un atome qui a gagné ou perdu un ou des électrons pour obtenir une couche externe saturée, soit la configuration électronique du gaz noble le plus proche.
Exemple : Schéma de Lewis de l'ion magnésium.
La structure de l'atome, d'abord (Z = 12). [Ne] 3s2.
Il peut perdre les 2 électrons de valence (règle de stabilité de l'octet)
La structure de l'ion sera : 1s2 2s22p6
L'ion hydrogène
Pour se stabiliser, l'atome d'hydrogène 1s1 peut céder son électron. H+ est donc le proton seul, sans électron. C'est une lacune électronique
1.3. Méthode pour les ions polyatomiques
Le programme évoque les ions hydronium H3O+, ammonium NH4+ et hydroxyde HO-.
Ion polyatomique : groupe d'atomes qui a gagné ou perdu un ou des électrons.
1. Apparier les électrons seuls, en liaisons covalentes ou doublets non-liants.
2. Vérifier les règles de stabilité (octet et duet).
3. Placer la charge sur l'élément qui en a eu besoin.
EXEMPLES
Règle de répulsion des doublets
Les doublets d’une entité, liants et non liants, s'écartent au maximum les uns des autres afin de minimiser les forces électrostatiques.
molécule linéaire
Les molécules diatomiques sont, par force, linéaires.
Le dioxyde de carbone CO2 est linéaire. De part et d'autre du carbone, une symétrie impose un angle de 180° qui éloigne au maximum les oxygène. Il n'y a aucun doublet non-liant sur l'atome central pour déranger cette symétrie.
molécule tétraédrique
La molécule de méthane CH4 est tétraédrique. Chaque atome d'hydrogène occupe un sommet d'un tétraèdre régulier. Cette géométrie résulte de la répulsion entre les paires d'électrons liantes autour de l'atome de carbone central. Cela minimise les répulsions entre ces paires d'électrons.
molécule coudée
La molécule d'eau H2O est coudée. Le schéma de Lewis nous dit que l'atome central, O, est entouré de 4 doublets d'électrons. L'angle est un peu plus petit que celui des structures tétraédriques car une interaction électrostatique de répulsion entre un doublet non-liant et un doublet liant est plus forte qu'entre deux doublets liants.
Les molécules H2S et SO2 sont des molécules coudées.
molécule pyramidale
La molécule d'ammoniac NH3 est pyramidale. Le schéma de Lewis nous dit que l'atome central, N, est entouré par 4 doublets d'électrons. Il n'y a qu'un doublet non-liant. L'angle entre les liaisons est compris entre celui du méthane et celui de l'eau.
L'ion hydronium, de la famille oxonium, H3O+, a une géométrie pyramidale. O est central.
3.1. Électronégativité d'un atome
L'électronégativité évalue l'aptitude d'un atome à attirer les électrons d'une liaison. Symbole : χ (ki)
Remarque 1 : L'électronégativité se compare. Celle d'un atome qui n'est lié à aucun autre est sans intérêt.
Remarque 2 : Sur une ligne, elle augmente de gauche à droite →.
Remarque 3 : Sur une colonne, elle augmente de bas en haut ↑.
3.2. Polarité d'une liaison
Une liaison est polaire si 0,4 < Δ χ < 1,7
Exemples :
H─H : Δ χ = 0. La liaison n'est pas polarisée.
C─H : Δ χ = 2,55 - 2,20 = 0,35. La liaison n'est pas polarisée car 0,35 < 0,4.
O─H : Δ χ = 3,44 - 2,20 = 1,24. La liaison est polarisée car 1,24 > 0,4. On note : Oδ- ─ Hδ+ (δ- sur le plus électronégatif)
C─O : Δ χ = 3,44 - 2,55 = 0,89. La liaison est polarisée car 0,89 > 0,4. On note : Cδ+ ─ Oδ-
Na─Cl : Δ χ = 3,16 - 0,93 = 2,23. La liaison est ionique car 2,23 > 1,7. Un électron est transféré de Na vers Cl
3.3. Molécule polaire... ou pas
Une molécule est polaire si :
1. elle possède des liaisons polaires ;
2. les centres G+ et G- des charges partielles δ+ et δ- ne sont pas confondus.
La molécule d'eau, H2O (doc 3), répond aux deux critères. Elle est polaire.
La molécule de dioxyde de carbone, CO2 (doc 4), possède des liaisons polarisées MAIS les centres de charges G+ et G- sont confondus.
Elle n'est pas polaire.
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