Dans une molécule, les atomes sont liés par des liaisons covalentes obtenues par la mise en commun d'électrons. Leur couche électronique externe est alors saturée, et leur stabilité est plus grande que lorsqu'ils sont isolés.

Dans une molécule, chaque atome respecte la règle du duet ou la règle de l'octet. Les formules de Lewis des molécules permettent de vérifier le respect de ces règles en comptabilisant les électrons des liaisons covalentes et des doublets non liants pour chaque atome de la molécule.

Voir l'exemple de la molécule d'eau (

doc. 1

).

➜ Il faut comptabiliser tous les électrons des liaisons dans lesquelles chaque atome est impliqué.

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Le modèle de Lewis ne s'intéresse pas aux électrons internes, seulement aux électrons de la couche de valence (ou couche externe), car seuls ceux-ci peuvent établir des liaisons covalentes.

• Liaison covalente : mise en commun de deux électrons de valence entre deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les 2 atomes concernés :
  
  

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• Doublets non liants : pour un atome, ce sont des paires d'électrons de la couche externe qui ne participent pas aux liaisons covalentes.



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Certaines entités chimiques possèdent une lacune électronique, symbolisée par un rectangle vide. On appelle ces entités chimiques des acides de Lewis.

Les atomes porteurs de la lacune électronique au sein de ces entités ne respectent pas la règle de l'octet, ou du duet, et sont donc susceptibles de créer une liaison covalente avec un doublet non liant d'une autre molécule.

On peut prévoir la géométrie d'une entité chimique à partir de sa structure de Lewis.

Autour d'un atome qualifié de central, les doublets liants, ou doublets des liaisons covalentes, et les doublets non liants s'écartent au maximum des uns des autres afin de minimiser les forces de répulsions électrostatiques.

Les géométries adoptées sont des formes géométriques simples :

➜ On parle de l'atome central quand on cherche à identifier la géométrie d'une entité chimique. Il s'agit de l'atome autour duquel les liaisons covalentes et les doublets non liants se répartissent.

➜ Une liaison multiple, double ou triple, est traitée comme une liaison simple pour déterminer la géométrie d'une espèce chimique.

➜ Dans le cas d'une entité ne comportant que deux atomes, la géométrie est nécessairement linéaire.

➜ Dans le cas de la molécule d'eau, on parle de géométrie coudée car l'atome d'oxygène possède 2 doublets non liants et forme deux liaisons covalentes, soit 4 doublets au total mis en jeu.

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La théorie VSEPR, dont le nom est issu du sigle anglais valence shell electron pair repulsion, s'inscrit dans la poursuite de la théorie développée par Gilbert Lewis en 1916 sur les liaisons chimiques. Le formalisme de cette méthode est plus abouti mais il n'est pas au programme. On appelle aussi parfois ce modèle le modèle de Gillespie, du chimiste qui l'a étudié.

À partir de la représentation de Lewis de la molécule d'eau, indiquer la géométrie adoptée.

Corrigé :
L'atome d'oxygène, considéré comme central, possède 2 doublets non liants et 2 liaisons covalentes, soit 4 doublets électroniques.
Cet atome est donc au centre d'un tétraèdre dont chaque sommet est occupé soit par un atome d'hydrogène, soit par un doublet non liant. On dit que la molécule d'eau est coudée (

doc. 4

).

• Représentation de Lewis de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} :

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L'électronégativité d'un atome traduit son aptitude à attirer à lui les électrons d'une liaison dans laquelle il est engagé. Cette grandeur sans unité varie en fonction de la place de l'élément chimique dans le tableau périodique.

Dans une liaison covalente entre deux atomes \text{A} et \text{B}, si l'atome \text{A} est plus électronégatif que l'atome \text{B}, la liaison \text{A} - \text{B} est dite polarisée. Elle est alors notée \text{A}^{\delta-}-\text{B}^{\delta+}.

Les symboles \delta+ et \delta- traduisent les charges partielles portées par les atomes de cette liaison covalente : \text{A} étant plus électronégatif, il porte une charge partielle négative notée \delta-, \text{B} porte alors une charge partielle positive notée \delta+.

➜ On parle d'une liaison polarisée ou non polarisée, et d'une molécule polaire ou apolaire.

Pour déterminer le caractère polaire d'une molécule, il faut s'intéresser à l'électronégativité des atomes qui la constituent, identifier les éventuelles liaisons polarisées et enfin s'intéresser à la géométrie de la molécule.

Une molécule peut être polaire si elle comporte au moins une liaison polarisée :

• si elle ne comporte qu'une seule liaison polarisée, elle est alors nécessairement polaire ;


• si elle comporte plusieurs liaisons polarisées, il faut alors étudier la géométrie de cette molécule pour s'assurer que les polarisations des liaisons ne se compensent pas.

Exemple : La molécule d'eau est polaire (voir

doc. 6

) alors que la molécule de dioxyde de carbone ne l'est pas.
En effet, sur le schéma ci-dessous, les polarisations des 2 liaisons C=0 se compensent et s'annulent.

➜ Une charge partielle, positive ou négative, n'est pas une charge réelle comme dans un cation ou un anion. Il s'agit d'une grandeur uniquement formelle pour traduire la polarisation de la liaison.

La molécule d'eau possède 2 liaisons \mathrm{O}-\mathrm{H} polarisées :



La géométrie coudée de cette molécule impose des charges partielles positives et négatives.