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Tout savoir sur liaison covalente et représentation de Lewis

Par Yann le 21/11/2017 Ressources > Physique-Chimie > Première S > Structure de la matière > La Liaison Covalente et la Représentation de Lewis

Une représentation des atomes et molécules : la représentation de Lewis

Les atomes sont les éléments constitutifs des molécules. Chaque atome est constitué d’un noyau chargé positivement autour duquel tournent des électrons chargés négativement. L’atome est électriquement neutre.

Chaque atome est différent et possède un nombre d’électrons qui lui est propre. Ce nombre d’électrons est appelé numéro atomique.

Les atomes sont classés en fonction de leur numéro atomique dans l’ordre croissant, dans un tableau nommé tableau périodique des éléments.

Les atomes peuvent s’associer entre eux pour former des molécules afin d’obtenir la configuration électronique la plus stable.

Dans un atome, les électrons qui se trouvent proches du noyau sont beaucoup plus stables (stabilisation par effet électrostatique) que les électrons qui se trouvent éloignés. Ce sont donc les électrons « périphériques » (appelés aussi électrons externes) qui sont responsables de la réactivité chimique des atomes. On appelle ces électrons des électrons de valence.

Pour faciliter la compréhension des liaisons chimiques, on utilise la représentation de Lewis. La représentation est la façon la plus claire pour représenter les liaisons entre les molécules. Cette représentation a été mise au point par Gilbert Lewis, un physicien et chimiste américain, en 1916.

Les couches électroniques

Pour bien mettre en évidence la notion d’électrons périphériques et « centraux », on utilise la notion de couches électroniques.

En effet, les électrons d’un atome se répartissent sur différentes couches électroniques. La première couche ne peut comporter que 2 électrons au maximum, la suivante 8, ensuite 18…Chaque couche est nommée par une lettre : K, L, M.

Les électrons occupent en priorité la couche K qui peut recevoir au maximum deux électrons puis la couche L qui peut contenir 8 électrons et la couche M qui peut en contenir 18…

Qu'est-ce que le tableau de Mendeleiev ? Tableau périodique

Règle primordiale : on ne doit pas remplir les couches électroniques au hasard : on remplit la couche suivant uniquement si la couche précédente est complète (c’est-à-dire saturée électroniquement).

Pour aller plus loin : il existe une deuxième représentation des couches électroniques appelée orbitale qui représente la zone où la probabilité de trouver un électron est la plus forte.

Représentation de Lewis

Dans la représentation de Lewis, chaque atome est noté par son symbole atomique. La représentation de Lewis ne s’intéresse qu’aux électrons de la couche externe.

Les électrons de valence sont représentés par des points. Les quatre premiers électrons de la couche externe sont notés par des points que l’on place autour des atomes. Comme ces électrons sont seuls, on les nomme électrons célibataires.

Des électrons peuvent s’apparier avec ces électrons célibataires pour former des doublets électroniques. Ces doublets ou paires d’électrons se représentent sous la forme d’un trait.

Les électrons célibataires cherchent à s’apparier ensemble pour que la couche externe soit la plus stable possible donc saturée avec 8 électrons.

Dans cet exemple, on s’aperçoit que les quatre premiers éléments possèdent 4 électrons célibataires. (Li, Be, B, C mais aussi Na, Mg, Al, Si). Les électrons suivants se répartissent pour former des doublets autour de l’élément. Les éléments de la colonne des gaz rares (tout à droite) possèdent 8 électrons périphériques associés 2 à 2 sous forme de 4 doublets électroniques : il n’y a aucun électron célibataire ; ils sont inertes ou peu réactifs car leur couche de valence est saturée.

Note : Les éléments qui ont le même nombre d’électrons de valence partagent la même représentation de Lewis.

Qu'est-ce qu'une liaison covalente ? Récapitulatif de la représentation de Lewis pour quelques atomes.

Règle du duet et de l’octet

Les atomes ont tendance à rechercher la stabilité maximale et essayent d’acquérir une couche électronique complète c’est pourquoi ils respectent donc la règle du duet ou celle de l’octet.

Pour faire simple, les atomes veulent tous avoir la configuration du gaz rare le plus proche où tous les électrons célibataires sont appariés. Pour y arriver, les atomes respectent la règle de l’octet :

  • D’après la règle du duet un atome ou un ion est stable si sa couche externe est K et comporte deux électrons.
  • D’après la règle de l’octet un atome ou un ion est stable si sa couche externe L ou M comporte 8 électrons.

Pour respecter la règle du duet ou de l’octet un atome peut gagner ou perdre des électrons en se transformant en ion mais il peut aussi établir une liaison covalente avec un autre atome.

Note : il existe cependant des exceptions à la règle de l’octet : des atomes peuvent posséder plus ou moins de 8 électrons dans leur couche périphérique.

Modèle de la liaison covalente

La liaison covalente simple est une liaison dans laquelle deux électrons célibataires sont partagés par deux atomes.

C’est donc une mise en commun par deux atomes de deux de leurs électrons.

Les électrons mis en commun appartiennent en même temps aux deux atomes ce qui correspond à un gain d’un électron pour chaque atome. La liaison covalente aide à maintenir les deux atomes ensemble, de façon très forte : la liaison covalente est appelée liaison forte car il faut beaucoup d’énergie pour la casser.

La liaison covalente est représentée par un trait.

Si deux atomes partagent une seule liaison covalente, on parle de simple liaison. Si deux atomes partagent deux liaisons covalentes, on parle de double liaison, s’ils partagent trois liaisons covalentes, on parle de triple liaison. Les liaisons doubles sont plus stables et fortes que les liaisons simples. Les liaisons triples sont encore plus stables.

A noter : les électrons qui ne participent pas à l’élaboration de la liaison sont appelés électrons non liants ou doublets non liants.

Le cas des atomes courants

L’atome d’hydrogène

Le numéro atomique de l’hydrogène est 1.

Sa structure électronique est (K)1 cela signifie que l’hydrogène possède un électron périphérique. Pour respecter la règle du duet il doit gagner un électron.

L’hydrogène peut établir une liaison covalente et ne possède pas de doublets non liants.

L’atome de carbone

Le numéro atomique du carbone est 6.

Sa structure électronique est (K)2(L)4, il possède donc 4 électrons périphériques donc pour respecter la règle de l’octet il doit compléter sa couche L en gagnant 4 électrons.

L’atome de carbone peut établir 4 liaisons covalentes et ne possède pas de doublets non liants. On dit que l’atome de carbone est tétravalent. L’atome de carbone peut établir des liaisons doubles mais aussi des liaisons triples.

L’atome d’azote

Le numéro atomique de l’azote est 7.

Sa structure électronique est (K)2(L)5. L’atome d’azote possède donc 3 électrons célibataires et un doublet non liant.

Pour respecter la règle de l’octet il doit compléter sa couche L en gagnant 3 électrons. L’atome d’azote peut établir 3 liaisons covalentes et possède un doublet non liant.

L’atome d’oxygène

Le numéro atomique de l’oxygène est 8.

Sa structure électronique est (K)2(L)6. L’atome d’oxygène possède donc 2 électrons célibataires et deux doublets non liants.

Pour respecter la règle de l’octet l’atome d’oxygène doit compléter sa couche L en gagnant 2 électrons. L’atome d’oxygène peut établir deux liaisons covalentes et possède deux doublets non liants.

L’atome de phosphore

Le numéro atomique du phosphore est 15.

Sa structure électronique est (K)2 L(8) M(5). L’atome de phosphore possède donc 3 électrons célibataires et 1 doublet non liant.

Pour respecter la règle de l’octet, l’atome de phosphore doit compléter sa couche M en gagnant 3 électrons. L’atome de phosphore peut établir trois liaisons covalentes et possède un doublet non liant.

L’atome de chlore

Le numéro atomique du chlore est 17.

Sa structure électronique est (K)2 L(8) M(7). L’atome de chlore possède donc 1 électron célibataire et 3 doublets non liants.

Pour respecter la règle de l’octet, l’atome de chlore doit compléter sa couche L en gagnant 1 électron. L’atome de chlore peut établir une liaison covalente et possède trois doublets non liants.

Cependant pour retrouver la configuration du gaz rare le plus proche, c’est-à-dire le néon, le chlore peut devenir un anion CL- en gagnant un électron.

L’atome de sodium

Le numéro atomique du sodium est 11.

Sa structure électronique est (K)2L(8) M(1). L’atome de sodium possède donc 1 électron célibataire. Il peut donc réaliser une liaison covalente.

Pour respecter la règle de l’octet, il est plus facile pour le sodium de perdre un électron et devenir un cation Na+. En perdant un électron, le sodium retrouve la configuration du gaz rare le plus proche, c’est-à-dire le Néon.

L’atome de néon

Le numéro atomique du néon est 10. Sa structure électronique est (K)2L(8). L’atome de néon ne possède pas d’ électron célibataire. Il possède une configuration dite « stable » car toutes ses couches sont saturées.

Le néon fait parti des gaz rares ou gaz nobles, appelés parfois »gaz inertes »car il fait partie d’une famille d’éléments chimiques (avec l’argon, le krypton, le xénon, l’argon, l’hélium) de gaz très peu réactifs. (dernière colonne de la classification périodique).

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Lynca
Invité

Oui ça m’a beaucoup aidé

Elysee
Invité

Merci merci et merci il n’y a rien d’autre à dit

Baba salif malle
Invité

Merci, j’en avais beaucoup besoin !