1SpPC.6. De la structure à la polarité d’une entité

Les élèves doivent savoir
  • Établir le schéma de Lewis de molécules et d’ions mono ou polyatomiques, à partir du tableau périodique : O2, H2, N2, H2O, CO2, NH3, CH4, HCl, H+, H3O+, Na+, NH4+, Cl-, OH-, O2-.
  • Interpréter la géométrie d’une entité à partir de son schéma de Lewis.
  • Utiliser des modèles moléculaires ou des logiciels de représentation moléculaire pour visualiser la géométrie d’une entité.
  • Déterminer le caractère polaire d’une liaison à partir de la donnée de l’électronégativité des atomes.
  • Déterminer le caractère polaire ou apolaire d’une entité moléculaire à partir de sa géométrie et de la polarité de ses liaisons.

Rappels de la classe de seconde

Symbole et composition d’un atome

Chaque élément chimique est identifié par un symbole, comme vu en classe de 4e. Ces symboles se retrouvent dans la classification périodique des éléments et commencent toujours par une majuscule, éventuellement suivie d’une minuscule quand la première lettre a déjà été utilisée.

La classification périodique des éléments :

Pour le noyau d’un atome, deux informations sont associées à chaque symbole d’atome :

  • Le numéro atomique, noté Z, situé en bas du symbole. Il sert à classer les éléments chimiques et représente le nombre de protons du noyau et, donc, le nombre d’électrons du cortège électronique puisque ces deux nombres sont identiques.
  • Le nombre de masse, noté A, est situé en haut du symbole, représente le nombre de nucléons du noyau, donc le nombre de proton + le nombre de neutrons.
  • On peut donc en déduire le nombre de neutrons, noté N, d’un atome par l’opération : N = A – Z

Le noyau d’un atome sera symbolisé de la façon suivante :

{_Z^A}X

Exemple : le noyau de l’atome d’oxygène porte le symbole . Cet atome possède donc 8 protons (nombre du bas, Z) et 16 nucléons (nombre du haut, A). Son nombre de neutrons est donc de N = 16 – 8 = 8 neutrons.

Nous avons déjà vu au chapitre précédent que la masse d’un atome est égale à la masse des nucléons (protons + neutrons) de celui-ci. Donc :

m_{atome}=\ A\times m_{nucléon}

Répartitions des électrons dans l’atome

Le nombre d’électrons dans un atome est égal à son numéro atomique et donc au nombre de protons qu’il y a dans le noyau. Selon le modèle de Bohr, ces électrons vont se répartir dans des couches successives, appelées couches électroniques (n), autour du noyau. Ces couches se découpent elles-mêmes en sous-couches (l), aussi appelées orbitales…

Une couche électronique est caractérisée par un numéro noté n supérieur à zéro. La première couche porte donc le numéro n=1, la suivante n=2 et ainsi de suite.

Les sous-couches sont caractérisées par un numéro noté l, dont la valeur est comprise entre zéro et n : 0 ≤ l ≤ n

On donne des lettres aux différentes sous-couches l pour les identifier plus facilement :

Pour l = 0 on parle de sous-couche (orbitale) s

Pour l = 1 c’est la sous-couche (orbitale) p

Pour l = 2 c’est la sous-couche (orbitale) d

Pour savoir où on se trouve on combine le numéro de couche n avec la lettre de la sous-couche l. Par exemple 2s correspond à la première sous-couche (l=0) de la seconde couche électronique (n=2).

Remplissage des couches électroniques

Chaque couche peut contenir au maximum électrons. Donc 2 ( électrons pour la couche n=1, 8 (  pour la couche n=2, 18 (  pour la couche n=3…

La répartition des électrons dans les différentes couches électroniques est nommée configuration électronique de l’atome.

Les électrons se répartissent en commençant par remplir les couches internes avant d’occuper les couches périphériques (extérieures : couche de valence). Cette répartition suit la règle de Klechkowski.

La sous-couche s peut contenir 2 électrons

La sous-couche p peut contenir 6 électrons

On indique les sous-couches dans l’ordre avec le nombre d’électrons en exposant.

Exemples 
Pour le carbone           C (Z = 6)        :      1s22s22p2         (2+2+2=6)
Pour le soufre               S (Z = 16)      :      1s22s22p63s23p4 (2+2+6+2+4=16)

On peut aussi représenter le remplissage graphiquement de différentes façons :

Liaisons dans les molécules

L’autre manière pour un atome d’obtenir une couche électronique externe semblable à celle d’un gaz noble (règle du duet 1s2 ou de l’octet ns2np6) est de partager des électrons.

Cela implique de trouver un « partenaire » et de mettre en commun un ou plusieurs électrons qui seront alors crédités à la couche externe des atomes qui se les partagent. On dit que les atomes forment des liaisons covalentes.

Modèle de Lewis

Le chimiste Gilbert Newton Lewis a proposé en 1916 une représentation, la formule de Lewis, qui permet de montrer la formation des liaisons covalentes selon la règle de l’octet (et du duet) : tous les électrons de la couche électronique de valence sont représentés autour du symbole de l’atome sous forme de points. Les liaisons se forment en reliant les points afin que chaque atome ait 2 ou 8 électrons en comptant les deux électrons à l’extrémité de chaque trait.

Pour savoir comment les atomes sont liés dans une molécule on peut donc partir de leur structure électronique externe (couche de valence) et appliquer le modèle de Lewis : chaque symbole d’atome sera représenté entouré des électrons présents sur sa dernière couche, comme dans les exemples ci-dessous :

Comme on peut le voir, il manque un électron à l’hydrogène pour avoir un duet sur sa couche externe d’électrons. Il formera donc des liaisons où il partage son électron avec celui d’un autre atome. Une liaison où deux électrons sont mis en commun est une liaison simple (exemple du dihydrogène H2)

L’atome d’oxygène n’a besoin que de deux électrons. Il va donc les partager avec deux atomes différents en formant deux liaisons simples (exemple de l’eau H2O) ou avec un seul atome en formant une liaison double où quatre électrons, deux par liaison, sont partagés (exemple du dioxygène O2).

L’atome d’azote a besoin de trois électrons. Il peut faire des combinaisons de liaisons simples et doubles, mais peut aussi partager trois électrons avec un seul autre atome et former ainsi une liaison triple (exemple du diazote N2).

Enfin le carbone a besoin de quatre électrons, il peut donc faire une combinaison de liaisons simples, doubles ou triples.

Exemple : l’atome d’hydrogène n’a qu’un seul électron sur son unique couche électronique externe 1s1. Deux atomes d’hydrogène peuvent donc mettre leurs électrons en commun et ils auront donc tous deux accès à deux électrons, comme l’hélium, qui est le gaz noble le plus proche.

 

Le chimiste Gilbert Newton Lewis a proposé en 1916 une représentation, la formule de Lewis, qui permet de montrer la formation des liaisons covalentes selon la règle de l’octet (et du duet) : tous les électrons de la couche électronique périphérique sont représentés autour du symbole de l’atome sous forme de points. Les liaisons se forment en reliant les points afin que chaque atome ait 2 ou 8 électrons en comptant les deux électrons à l’extrémité de chaque trait.

Dans la représentation de Lewis, un trait entre deux symboles d’atomes représente une liaison covalente. Il est possible d’avoir jusqu’à trois liaisons covalentes entre deux atomes (soit 6 électrons partagés !).

Les électrons de la couche de valence qui ne forment pas de liaisons se regroupent par deux pour former un doublet non liant qui est représenté sous la forme d’un trait le long du symbole de l’élément. Dans l’exemple ci-dessus du dioxyde de carbone, chaque atome d’oxygène possède deux doublets non liants. Si vous comptez les électrons partagés (entourés en vert) pour chaque atome, vous constaterez que le carbone et les deux atomes d’oxygène ont bien 8 électrons chacun sur leur couche de valence.

Représentation des molécules

La formule chimique brute d’une molécule est constituée de la liste des atomes qui la composent, avec en indice le nombre d’atomes de chaque sorte à droite de son symbole (exemple : l’eau H2O contient deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène).

On peut utiliser la formule de Lewis pour représenter une molécule développée qui indique plus précisément la manière dont se font les liaisons entre atomes. Il existe alors deux représentations possibles : garder les points qui représentent chaque électron (ce qui peut vite devenir confus pour une grosse molécule) ou remplacer les paires d’électrons qui font une liaison covalente, appelées aussi doublets liants, par des traits entre les deux atomes. De la même façon, les doublets d’électrons non liants sont représentés par des traits au-dessus du symbole de l’atome.

La représentation des doublets non liants n’est pas toujours nécessaire et peut même alourdir la représentation de grosses molécules. On utilise donc généralement trois représentations en dehors de la représentation de Lewis :

  • La formule brute: elle n’indique que la composition de la molécule, sans préciser la nature des liaisons entre atomes.
  • La formule développée: elle indique la géométrie de la molécule en figurant toutes les liaisons entre atomes par des traits (simples, doubles ou triples).
  • La formule semi-développée: comme les atomes d’hydrogène ne forment qu’une liaison simple avec les autres atomes, on peut aisément deviner de quelle façon ils se répartissent à partir des autres atomes. On va donc simplement les indiquer à côté de l’atome auquel ils sont liés. Cela permet des représentations plus compactes

Géométrie des molécules

Comme nous l’avons vu ci-dessus, il y a plusieurs manières de représenter une molécule, mais comment faire en sorte que cette représentation corresponde à la réalité quand on ne peut pas « voir » la molécule ?

La forme des molécules ne doit en effet rien au hasard et tout à la nature des électrons qui assurent les liaisons covalentes : ces électrons sont chargés négativement. Or deux charges négatives qui se trouvent à proximité vont avoir tendance à se repousser (on ne parle pas ici des électrons au sein d’une paire d’électrons qui sont nécessairement liés à cause de la règle de l’octet ou du duet).

Il s’en suit que les doublets vont toujours essayer de s’éloigner le plus possible les uns des autres (tout en restant « attachés » aux atomes). Formant ainsi des géométries simples : tétraèdres pour quatre liaisons, triangles pour trois liaisons, lignes pour deux liaisons. Pour prévoir ces formes, il faudra prendre en compte les doublets non liants qui comptent comme des liaisons.

Voici quelques exemples :

On voit ici que les deux liaisons doubles sont à l’opposé l’une de l’autre. Ce serait également le cas avec une liaison simple d’un côté et triple de l’autre pour le carbone (comme dans l’acide cyanhydrique HCN vu plus haut).

Dans la molécule de méthanal, tous les atomes sont sur le même plan. Les doublets liants vont donc se mettre le plus loin possible les uns des autres et former un triangle.

Dans le méthane, l’atome de carbone a quatre doublets liants avec les quatre atomes d’hydrogène. Pour que les doublets soient les plus éloignés les uns des autres, ils forment un tétraèdre régulier qui donne sa forme à la molécule.

Rôle des doublets non liants

Les doublets non liants jouent également un rôle important dans la géométrie des molécules et on peut les compter comme des doublets liants afin de prévoir la géométrie de la molécule.

On peut le voir dans la molécule d’ammoniac :

Le doublet non liant sur l’atome d’azote « repousse » les liaisons covalentes avec les atomes d’hydrogène à l’opposé de la molécule qui va former une pyramide trigonale (pyramide à base triangulaire). Si on représente ce doublet non liant, la molécule a la forme d’un tétraèdre.

La forme de la molécule d’eau s’explique de la même façon :

Les deux doublets non liants de l’atome d’hydrogène repoussent les deux liaisons covalentes avec les atomes d’hydrogène et donnent sa forme coudée à la molécule.

Électronégativité des liaisons covalentes

Nous avons vu que les liaisons entre atomes, au sein d’une molécule, se font par mise en commun d’un doublet (paire) d’électrons. Or ce doublet d’électrons n’est pas toujours réparti au centre de la liaison (sauf dans les molécules diatomiques constituées de deux atomes identiques).

Les éléments chimiques possèdent une caractéristique appelée électronégativité qui représente leur propension à attirer le doublet électronique d’une liaison vers eux. Cette électronégativité est notée (chi) et une classification par atome a été établie par le chimiste américain Linus Pauling en 1939 :

H

2,2

Li

0,98

Be

1,57

B

2,04

C

2,55

N

3,04

O

3,44

F

3,98

Na

0,93

Mg

1,31

Al

1,61

Si

1,9

P

2,19

S

2,58

Cl

3,16

K

0,82

Ca

1,00

Sc

1,36

Ti

1,54

V

1,63

Cr

1,66

Mn

1,55

Fe

1,83

Co

1,88

Ni

1,91

Cu

1,9

Zn

1,65

Ga

1,81

Ge

2,01

As

2,18

Se

2,55

Br

2,96

 

Dans une liaison covalente, si l’un des atomes a une électronégativité supérieure à l’autre il va attirer le (ou les) doublet(s) électronique(s) de la liaison vers lui et induire une polarisation de la liaison par création d’une charge permanente négative -q du côté où l’électronégativité est la plus forte et positive +q à l’opposé. Ces charges q sont toujours inférieures à la charge d’un électron e, on dit que ce sont des charges partielles.

Exemple : dans la molécule de monoxyde de carbone CO, O > C . Il s’en suit que cette molécule va être polarisée avec une charge partielle négative du côté de l’oxygène et positive du côté du carbone.

Polaire ou apolaire

Une molécule est polaire si  :

  • Elle possède des liaisons polarisées, c’est à dire des liaisons covalentes entre deux atomes qui ont une différence importante d’électronégativité (voir le chapitre précédent) induisant la création de charges partielles (q) de part et d’autre de cette liaison.
  • Et la position moyenne de ces charges partielles ne doit pas être confondue.

Prenons l’exemple comparé de la molécule d’eau et de celle de dioxyde de carbone :

Dans la molécule d’eau (H2O), l’électronégativité des atomes d’hydrogène et de l’atome d’oxygène est très différente. O (3,44) > H (2,2) . Il s’en suit que la molécule possède une charge partielle négative au niveau de l’atome d’oxygène et une charge partielle positive au niveau des atomes d’hydrogène. La molécule étant coudée, la moyenne des charges positives n’est pas confondue avec la moyenne des charges négatives et cette molécule va se comporter comme un dipôle (négatif du côté de l’atome d’oxygène et positif du côté des atomes d’hydrogène)

Dans la molécule de dioxyde de carbone (CO2), il y a également une différence d’électronégativité entre les atomes d’oxygène et l’atome de carbone car O (3,44) C (2,6). Mais comme la molécule est linéaire et que les deux atomes d’oxygène sont situés de part et d’autre de l’atome de carbone, la moyenne des charges positives et négatives est confondue. Le dioxyde de carbone est donc apolaire. Ceci dit, vu qu’il ne peut pas se présenter à l’état liquide à la pression atmosphérique normale, son utilité comme solvant est de toute façon très réduite !

Pour savoir si un solvant est polaire ou apolaire, il faut donc connaître la forme de la molécule et étudier la répartition des charges partielles relevant de la différence d’électronégativité entre les atomes.

Note : Dans les logiciels de modélisation moléculaires, il est parfois possible d’afficher la « surface électrostatique » des molécules dans laquelle apparaît très clairement la présence de charges partielles moyennes sous la forme d’une coloration rouge du côté négatif, bleu du côté positif et vert pour les parties de molécules qui ne sont pas chargées.

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