De la structure à la polarité d'une entité

Électrons de valence. Ce sont les électrons de la couche externe : les seuls qui participent aux liaisons. Leur nombre se lit dans la colonne du tableau périodique (pour les trois premières périodes, la configuration électronique le confirme) : colonne 1 → 1 ; colonne 2 → 2 ; colonne 13 → 3 ; colonne 14 → 4 ; colonne 15 → 5 ; colonne 16 → 6 ; colonne 17 → 7.

Liaison covalente. Deux atomes mettent en commun deux électrons, un apporté par chacun : c’est un doublet liant, dessiné par un tiret entre les deux symboles. Deux atomes peuvent partager deux doublets (liaison double, =) ou trois (liaison triple, ≡). Les électrons de valence qui ne servent à aucune liaison se groupent par deux : ce sont les doublets non liants, dessinés par un tiret porté par l’atome.

Schéma de Lewis. Il montre tous les doublets liants et non liants de l’entité. Dans une molécule stable, chaque hydrogène est entouré de 2 électrons (duet) et chacun des autres atomes étudiés ici (C, N, O, F, Si, P, S, Cl…) de 8 électrons (octet). Un doublet liant compte pour les deux atomes qu’il relie.

Nombre de liaisons d’un atome dans une molécule neutre (H et atomes des colonnes 14 à 17). Il lui manque 8 − n_v électrons pour l’octet (2 − 1 = 1 pour H) : il forme autant de liaisons, et il garde (n_v − nombre de liaisons) ÷ 2 doublets non liants.

Établir un schéma de Lewis en quatre étapes.
1. J’additionne les électrons de valence de tous les atomes : n_total. Le nombre de doublets à placer vaut n_total ÷ 2.
2. J’écris l’enchaînement : l’atome central est celui qui forme le plus de liaisons ; H et les halogènes sont en bout de chaîne.
3. Je place les doublets liants en donnant à chaque atome son nombre de liaisons, avec une liaison double ou triple si deux voisins en manquent.
4. Je complète avec les doublets non liants, puis je vérifie le duet de chaque H, l’octet des autres atomes et le nombre total de doublets.

Décompte pour un ion. n_total = somme des électrons de valence des atomes − charge de l’ion : on ajoute 1 électron par charge négative, on en retire 1 par charge positive. Le reste de la méthode ne change pas.

Ion monoatomique. Na⁺ : le sodium a perdu son unique électron de valence, aucun doublet n’est dessiné. Cl⁻ : 7 + 1 = 8 électrons, soit 4 doublets non liants. O²⁻ : 6 + 2 = 8 électrons, soit 4 doublets non liants.

Ion polyatomique. Le schéma s’écrit entre crochets, la charge en exposant. On peut aussi placer la charge, entourée, sur l’atome qui la porte : charge d’un atome = n_v − nombre de liaisons − 2 × nombre de doublets non liants.

Lacune électronique. Quand il manque deux électrons à un atome pour avoir son duet ou son octet, on dessine à sa place une lacune : un petit rectangle vide. L’ion H⁺ n’a aucun électron : une lacune. Dans le trichlorure de bore BCl₃, le bore n’est entouré que de 6 électrons : une lacune. Une entité qui porte une lacune est avide de doublets : elle se lie facilement à une entité qui possède un doublet non liant (par exemple H⁺ + H₂O → H₃O⁺).

Principe. Autour d’un atome, les doublets de la couche externe, liants comme non liants, se repoussent : ils s’écartent le plus possible les uns des autres. On compte les directions autour de l’atome : une par atome lié (que la liaison soit simple, double ou triple) et une par doublet non liant. Une lacune n’est pas une direction.

Disposition. 2 directions → alignées (180°) ; 3 directions → dans un plan, à 120° ; 4 directions → vers les sommets d’un tétraèdre (109,5°). La forme se nomme ensuite d’après la position des atomes seulement.

Pourquoi les angles se referment. Un doublet non liant, retenu par un seul noyau, prend plus de place qu’un doublet liant : il repousse davantage les liaisons voisines.

Représentation de Cram. Trait simple : liaison dans le plan de la feuille ; triangle plein : liaison vers l’avant ; triangle hachuré : liaison vers l’arrière. Au laboratoire, on visualise ces formes avec des modèles moléculaires ou un logiciel de représentation moléculaire.

Électronégativité. L’électronégativité χ (« khi ») d’un élément traduit l’aptitude de son atome à attirer vers lui le doublet d’une liaison covalente. C’est un nombre sans unité, donné sur l’échelle de Pauling.

Évolution dans le tableau périodique. Elle augmente de gauche à droite sur une période et augmente de bas en haut dans une colonne. Le fluor est l’élément le plus électronégatif (χ = 3,98).

Liaison polarisée. Si les deux atomes liés ont des électronégativités différentes, le doublet liant est attiré par le plus électronégatif : celui-ci porte une charge partielle négative δ−, l’autre une charge partielle positive δ+. On calcule Δχ (le plus grand χ moins le plus petit). Convention usuelle : la liaison est polarisée si Δχ ≥ 0,4 ; en dessous, on la considère comme non polarisée.

Molécule polaire. On note G+ le barycentre (le « centre ») des charges partielles positives et G− celui des charges partielles négatives. Si G+ et G− ne sont pas au même point, la molécule est polaire. S’ils sont confondus, elle est apolaire, même si ses liaisons sont polarisées : leurs effets se compensent par symétrie.

Méthode en quatre étapes. 1. Je cherche les liaisons polarisées (Δχ ≥ 0,4) : s’il n’y en a aucune, la molécule est apolaire. 2. J’établis la géométrie. 3. Je place les charges δ+ et δ−. 4. Je compare G+ et G− : confondus par symétrie → apolaire ; distincts → polaire.

Moment dipolaire. Une molécule polaire se comporte comme un petit dipôle électrique. Sa polarité se mesure par son moment dipolaire, exprimé en debye (D) : 0 D pour une molécule apolaire, 1,85 D pour l’eau. Cette grandeur n’est pas exigible : un énoncé qui l’utilise la définit.