Les liaisons entre les atomes : structures de Lewis et liaison covalente

Objectif. Comprendre l'origine des liaisons covalentes et connaître le nombre de liaisons covalentes des atomes C, H, O, N, P, S et Cl présents dans les molécules organiques.


Document 1.  Généralités sur les gaz nobles. Les éléments chimiques de la dernière colonne de la classification périodique constituent la famille des gaz nobles (anciennement appelés rares ou gaz inertes) : He (hélium), Ne (néon), Ar (argon), Kr (krypton), Xe (xénon), Rn (radon). Les atomes de ces gaz présentent une grande inertie chimique, autrement dit, ils sont très stables. 


1. Donner la structure électronique des gaz nobles suivants : hélium, néon et argon.

2. Identifier la particularité que partagent le néon et l’argon.

3. Pour quel(s) gaz noble(s) peut-on parler de duet ? d’octet


Document 2. Règles du duet et de l'octet. Les atomes ont tendance à réagir de manière à atteindre une configuration stable, similaire à celle du gaz noble le plus proche d’eux dans la classification, selon deux règles :

      • règle du duet : les atomes de numéro atomique inférieur ou égal à 4 évoluent de manière à avoir 2 électrons sur leur couche de valence, 
      • règle de l’octet : les atomes de numéro atomique compris entre 4 et 20 évoluent de manière à avoir 8 électrons sur leur couche de valence. 

Ainsi, dans la matière (stable), les atomes des éléments chimiques proches de l’hélium suivent la règle du duet : ils ont 2 électrons dans leur couche externe K ; les atomes des autres éléments chimiques suivent la règle de l’octet : ils ont 8 électrons dans leur couche externe.

Comment cela est-il possible ? Pour suivre la règle de l’octet, les atomes peuvent : 

      • soit perdre ou gagner un ou des électrons : formation d’un ion monoatomique ; 
      • soit s’associer à un ou plusieurs autres atomes par des liaisons, appelées liaisons covalentes : formation d’une molécule ou d’un ion polyatomique.

Rappel. Le nombre d’électrons de valence est égal au nombre d’électrons sur la couche externe.


4. D’après le document 2, comparer les structures électroniques externes des atomes de gaz nobles et de H, O, N, C, Cl. Les structures électroniques externes de ces atomes correspondent-elles à un duet ou à un octet ? En conséquence, ces atomes sont-ils stables ?

5. Combien d’électrons de valence les atomes d’hydrogène, de carbone, d’oxygène, d’azote et de chlore possèdent-ils ? Combien d’électrons externes leur manque-t-il pour suivre la règle de l’octet ou du duet ?


Document 3. La liaison covalente. Pour respecter la règle de l’octet ou du duet, les atomes peuvent de lier à un ou plusieurs autres atomes par des liaisons, appelées liaisons covalentes et former ainsi une molécule.  Pour ce faire, l’atome partage un ou plusieurs électrons de valence avec un autre atome : la mise en commun d’électrons forme une liaison covalente. Cette liaison covalente est dite « forte » car il faut beaucoup d’énergie pour la rompre (de l'ordre de plusieurs centaines de kilojoules par mole). 

Exemple pour le cas du dioxygène



6. Déduire de la réponse précédente et du document 3, le nombre de liaisons covalentes que peuvent  établir les atomes de C, H, O, N, et Cl.


Document 4. Définition de la liaison covalente ou du doublet électronique liant. Un atome x et un atome y peuvent être liés par une liaison covalente : c’est la mise en commun de deux électrons de valence (un électron de l’atome x avec un électron de l’atome y).  La valence d’un atome correspond au nombre de liaisons covalentes que l’atome peut former avec d’autres atomes.  Cette mise en commun s’appelle également un doublet électronique liant (doublet=deux). Lorsqu’un atome établit une liaison covalente avec un autre atome, il acquiert un électron supplémentaire dans sa couche électronique de valence. Deux atomes peuvent être liés par :

  • 1 liaison covalente ou simple liaison représentée par un tiret simple :
  • 2 liaisons covalentes ou double liaison représentée un double tiret :
  • 3 liaisons covalentes ou triple liaison représentée par triple tiret : 

Un doublet électronique non liant est un doublet d'électrons de valence (doublet=deux) qui n'est pas impliqué dans une liaison covalente. 


7. D’après l’ensemble des questions précédentes et le document 4, compléter le tableau bilan ci-dessous (ne pas compléter les deux dernières lignes) : 




Document 5. Représentation de Lewis. Dans la représentation de Lewis, on ne représente que les électrons de la couche externe, le noyau et les autres électrons sont représentés par le symbole de l’élément. 

  • Chaque électron pouvant être impliqué dans une liaison covalente est appelé électron non apparié (ou célibataire) et est symbolisé par un point dans la représentation de Lewis.
  • Chaque doublet d’électrons non liant est symbolisé par un tiret. 
  • Chaque liaison covalente (=doublet électronique liant) est représentée par un tiret entre deux atomes.

Exemple du phosphore. Z = 15 ; K2L8Msoit : 

  • 5 électrons de valence, 
  • 3 électrons non appariés (pouvant être mis en commun pour former une liaison covalente), 
  • 1 doublet électronique non liant.

  ou 

Formation de trois liaisons entre l'atome de phosphore et trois atomes de chlore : 


8. Donner la formule de Lewis des atomes de H, C, N, O, S et Cl et la représentation de Lewis des liaisons covalentes possibles pour compléter le tableau bilan ci-dessus.

9. Donner la représentation de Lewis de : H2O, CO2, NH3, NH4+ et CH4.


Modifié le: vendredi 16 juin 2017, 14:32