Chapitre 10 - Structure et polarité d’une entité chimique

1. Structure et stabilité

Le noyau d’un atome de numéro atomique Z, contient Z protons. Étant électriquement neutre, il contient donc Z électrons.
Les électrons se répartissent en couches électroniques (n = 1, 2, …), qui sont elles-mêmes constituées de sous-couches (s, p, …)
La dernière couche qui n’est pas totalement remplie est appelée couche de valence. Elle contient les électrons de valence, disponibles pour interagir avec d’autres entités chimiques.

Règle de remplissage :

Pour z ≤ 20, on retiendra que les électrons remplissent les couches selon l’ordre suivant : 1s ⟶ 2s ⟶ 2p ⟶ 3s ⟶ 3p ⟶ 4s

Exemple :

Déterminer la structure électronique de chaque atome et souligner les électrons de valence.

Carbone \({}_6\text{C}\) : \(1s^2 \, \underline{2s^2 \, 2p^2}\)

Hydrogène \({}_1\text{H}\) : \(\underline{1s^1}\)

Magnésium \({}_{12}\text{Mg}\) : \(1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, \underline{3s^2}\)

Phosphore \({}_{15}\text{P}\) : \(1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, \underline{3s^2 \, 3p^3}\)

Chlore \({}_{17}\text{Cℓ}\) : \(1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, \underline{3s^2 \, 3p^5}\)

Calcium \({}_{20}\text{Ca}\) : \(1s^2 \, 2s^2 \, 2p^6 \, \underline{3s^2 \, 3p^6 \, 4s^2}\)

Les atomes tendent à obtenir une configuration électronique du gaz noble le plus proche. Pour cela ils peuvent :

gagner ou perdre des électrons et former un ion ;
mettre en commun des électrons avec d’autres entités voisines pour former une liaison covalente.

2. Schéma de Lewis

Le schéma de Lewis est une représentation d’une entité chimique avec ses électrons de valence.

a) schéma de Lewis d’un atome ou d’un ion monoatomique

On représente l’atome et ses électrons de cœur par le symbole de l’élément.
On représente les électrons par des points (·) s’ils sont célibataires, par un tiret (—) s’ils forment un doublet.
Jusqu’à 4 électrons de valence, l’atome est entouré d’électrons célibataires. Au-delà, les électrons supplémentaires s’apparient avec un électron célibataire pour former un doublet.

Exercice

atome	Z	structure électronique	nombre d’électrons célibataires	nombre de doublets non-liants	formule de Lewis
H	1	1s¹	1	0
C	6	1s² 2s² 2p²	4	0
O	8	[He]2s² 2p⁴	2	2
N	7	[He]2s² 2p³	3	1
F	9	[He]2s² 2p⁵	1	3

Pour les ions les mêmes règles s’appliquent.

Exercice

atome	Z	nombre d’électrons	structure électronique	nombre d’électrons célibataires	nombre de doublets non-liants	formule de Lewis
O²⁻	8	10	1s² 2s² 2p⁶ = [Ne]	0	0
Cℓ⁻	17	18	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ = [Ar]	0	0
K⁺	19	18	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ = [Ar]	0	0

b) schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion polyatomique

Placer au centre l’atome ayant le plus d’électrons
Ajouter les doublets liants et non liants de manière à ce que tous les atomes aient leur couche de valence saturée
- Pour H et He, il leur faut 2 électrons dans leur nuage électronique (règle du duet) ;
- Pour les autres atomes Z ≤ 20, il leur faut 8 électrons (règle de l’octet).
S’il s’agit d’un ion, on place une charge formelle sur l’atome qui n’est pas entouré du même nombre d’électron qu’à l’état isolé.

remarques :

ne pas oublier la charge électrique si c’est un ion
deux atomes peuvent avoir des liaisions multiples (1 , 2 ou 3 électrons engagés dans la même liaison)

c) lacunes électroniques

limite de la théorie VSEPR : il existe des molécules stables alors que leurs structure électronique n’est pas celle du gaz noble le plus proche.

Une couche électronique est à moitié remplie.

Une lacune électronique est un déficit de deux électrons par rapport aux règles de stabilité. On la représente par une case vide dans le schéma de Lewis. Elle concerne les éléments de la colonne 2 (Be, Mg) et 13 (B et Aℓ), ainsi que les ions H⁺.

Exemple : le chlorure de Berylium

Structure de Lewis des atomes Be et Cℓ :

Structure de Lewis du Chlorure de Berylium :

3. Géométrie des molécules

On remarque que :

les doublets d’un atome se repoussent ;
la connaissance du nombre et de la nature des doublets permet généralement de déterminer la géométrie de la molécule. Quelque-soit les atomes de la molécule.

La théorie VSEPR (valence shell electron pair repulsion) est un modèle permettant de prédire la géométrie de la molécule.

Ronald Gillespie, Londres 1958

TP − Géométrie des molécules

animation géométrie des molécules

4. Polarité

a) polarité d’une liaison

L’électronégativité d’un atome se note χ (chi). Elle traduit la capacité d’un atome à attirer les doublets d’électrons d’une liaison dans laquelle il est engagée.

L’électronégativité augmente généralement lorsqu’on va de gauche à droite et de bas en haut dans la classification périodique.

L’élément le plus électronégatif est le fluor.

La liaison est dite polaire quand la différence d’électronégativité entre deux atomes d’une même liaison est supérieure à 0,4. Les atomes portent alors une charge partielle noté δ±.

b) polarité d’une molécule

Une molécule est polaire si les barycentres des charges positives et négatives ( G+ et G−) ne sont pas confondues. Sinon elle est apolaire.

Exemples

H₂O est polaire	CO₂ est apolaire