Modèle de Lewis. II. Modèle de Lewis des molécules et des ions. I. Molécules et ions. S. Benlhajlahsen

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1 Modèle de Lewis S. Benlhajlahsen Résumé Le modèle de Lewis est un modèle simple pour décrire la strcuture des molécules et des ions. En outre, il permet, contrairement à la formule brute, de fournir des informations sur la réactivité d une entité chimique. I. Molécules et ions Une molécule est une espèce polyatomique globalement neutre. C est un anion si elle est globalement chargée négativement et un cation si elle est globalement chargée positivement. A. énergie de liaison La formation de la liaison et donc de la molécule correspond à l obtention d une structure plus stable d énergie plus basse comparativement à la situtation où les deux atomes sont infiniment éloignés. n appelle énergie de liaison, l énergie qu il faut fournir (à une mole) pour casser la liaison entre deux atomes ou groupes d atome. AB (g) A (g) + B (g) L énergie de liaison D AB s exprime en kj mol 1 (voir table 1). n retiendra que l ordre de grandeur de l énergie de liaison est la centaine de kj mol 1. II. Modèle de Lewis des molécules et des ions A. les différents modèles Le modèle de Lewis se base sur le partage d électron entre atomes. Les électrons qui participent à la liaison sont ceux qui sont le moins lié aux noyaux, c est-à-dire les électrons de valence. L interprétation quantique de la liaison se base sur la notion d orbitale moléculaire. Elle résulte de l interaction entre les orbitales atomiques des deux atomes. Pour des raisons de recouvrement 1, seuls les orbitales atomiques d énergies comparables participent à la liaison. B. électrons de valence Si on considère les atomes des blocs s et p, ceux-ci ont une structure électronique du type : [coeur]ns x np y Les électrons de valence sont alors au nombre de x + y (voir figure 1). E 2s 5 électrons 2p de valence B. distances interatomiques La distance interatomique d dépend non seulement des atomes en présence mais aussi de la nature de la liaison (voir table 2 et 3). 1s 2 électrons de coeur igure 1 Structure électronique de l azote 1. Il faudrait ici expliquer l établissement de l orbitale moléculaire à partir de l orbitale atomique. 1

2 Liaison 2 2 N D AB en kj mol Table 1 Energie de liaison Liaison 2 2 N Lewis N N nom dihydrogène dioxygène diazote difluor dichlore fluorure d hydrogène chlorure d hydrogène d en pm Table 2 distance interatomique Liaison N 2 4 N 2 2 N 2 C 2 62 C 2 4 C 2 2 Lewis 2 N N 2 N N N N 3 C C 3 2 C C 2 C C nom hydrazine diimide diazote éthane éthylène acétylène Table 3 distance interatomique entre atomes d azote ou de carbone E 3s 2s 1s 8 électrons de valence 3p 2p 10 électrons de coeur D. partage d électrons La notion de liaison interatomique a été introduite par Lewis pour symboliser la force entre deux atomes. A Le trait symbolise le partage de 2 électrons entre les atomes A et B. B igure 2 Structure électronique de l argon C. octet Les espèces chimiques monoatomiques suivantes :, Ca 2+, Ar et Mg 2+ correspondent à des formes stables. Leur configurations électroniques s écrivent : - Argon Ar (Z = 18) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ; - ion chlorure (Z = 17) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ; - ion calcium Ca 2+ (Z = 20) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ; - ion magnésium Mg 2+ (Z = 12) : 1s 2 2s 2 2p 6 ; Tous ces composés chimiques ont 2+6 = 8 électrons de valence. Cela correspond au remplissage totale des sous-couches s et p de la n-ième couche de la n-ième période. E. règle de l octet Pour les composés stables constitués d atomes des blocs s et p, chaque atome partage autant d électrons que nécessaire pour s entourer d un octet. Remarque : Pour l hydrogène et l hélium e, c est plutôt la règle du "duet" qui s applique.. symboles dans le modèle de Lewis Les différents symboles sont représentés dans le tableau 4. liaison simple A B liaison double A B liaison triple A B doublet non-liant A électron célibataire A lacune éléctronique A Table 4 2

3 G. nombre de paires de valence Exemple 1 : Prenons le cas de la molécule de dioxyde de carbone C 2, chaque atome d oxygène "apporte" 6 électrons de valence et le carbone 4 électrons de valence, soit N V = 16 électrons de valence. Le nombre de paires de valence (doublets d électrons liants ou non-liants) vaut alors P V = 16 2 = 8. Cela est confirmé par la représentation de Lewis de la molécule de C 2 : C Exemple 2 : molécule de fluorure d hydrogène :. N V = = 8 et P V = 8 2 = 4. Cela est confirmé par la représentation de Lewis de la molécule de : Exemple 3 : molécule de monoxyde de carbone : C. N V = = 10 et P V = E [ ] 10 2 = 5. Cela est confirmé par les représentations de Lewis de la molécule de C : C ou C Exemple 4 : ion carbonate : C 2 3. N V = ( 2) = 24 et P V = 24 2 = 12. Cela est confirmé par la représentation de Lewis de la molécule de C 2 3 : n retiendra que : C N V = nombre total d électrons de valence et = nombre d électrons de valence charge du composé. liaison multiples Considérons le tableau 6. n retiendra donc qu une liaison simple est plus longue qu une liaison double ou triple. L énergie de liason augmente avec la multiplicité de celleci. I. composés déficients en électrons Dans l exemple du trifluorure de bore B 3, l atome de bore ne satisfait pas à la règle de l octet. Une de ces orbitales reste vide appelée lacune électronique. B J. charges formelles Si l on considère le cas de l ion chlorure, sa representation de Lewis est :. La charge étant la pour l électron en plus par rapport à l atome. De manière générale, la charge formelle représente la différence entre le nombre d électron de valence pour l atome seul et le nombre d électrons de valence autour d un atome dans un composé chimique. Dans le cas d une liaison simple ou multiple entre deux atomes, on attribue la moitié des électrons engagés dans la liaison à chaque atome. Plusieurs exemples sont donnés dans le tableau 7. Remarque : Les deux représentations possibles de la monoxyde de carbone ne sont énergétiquement équivalentes. De manière générale, il faut éviter les représentations qui font apparaître une trop grosse séparation de charge. K. électron célibataire Ce cas apparait, par exemple, dans le cas du monoxyde d azote pour lequel N V = Des représentations possibles de cette molécules sont alors : P V = nombre de paires de valence NV = 2 ou encore N Voir le tableau 5 pour d autres exemples. N 3

4 composé nom N V P V représentation de Lewis 2 eau = 8 4 C 4 méthane = 8 4 C 2 dichlore N 2 ion nitrite ( 1) = 18 9 N 2 S sulfure d hydrogène S B 3 trifluorure de bore = B P 5 pentachlorure de phosphore = P C 4 tétrachlorométhane = C Table 5 3 C C 3 2 C C 2 C C Energie de liaison D en kj mol longueur de la liaison en pm N N 2 N N N N Energie de liaison D en kj mol longueur de la liaison en pm Table 6 L. dépassement de la règle de l octet Pour les atomes des deux premières périodes (n = 1 ou 2, Z 10), la règle de l octet est respecté 2. Par contre, pour Z > 10, on peut dépasser cette règle. Ceci s explique par la présence des orbitales d toutes proches énérgétiquement. S Exemple : exafluorure de soufre S Il est hors de question de voir un carbone à 5 liaisons ou carbone pentavalent!!! 4

5 molécule atome considéré électrons de valences électrons de valence charge formelle Représentati pour l atome pour l atome de Lewis dans le composé seul ion hydroxyde = 1 ion oxonium = +1 monoxyde C C de carbonne C C Table 7 M. représentation de Lewis et réactivité L existence de doublet non-liant et de lacune permet d expliquer la réactivité des ions et molécules. III. B + B + Polarité des molécules De manière générale, on appelle polarisation de la matière l existence d une séparation de charge. A. moment dipolaire électrique Un modèle simple de moment dipolaire est celui d un couple de charge (+q, q) séparées d une distance d. p 3. voir IV q +q N d P n appelle alors moment dipolaire électrique le vecteur p (aussi noté µ ) tel que : p = q NP Ainsi, la norme du moment dipolaire vaut : p = q NP = q d Remarque : Le moment dipolaire s exprime en C m. Cette unité n est pas adaptée aux ordres de grandeurs intervenant ici. n utilise alors le debye : 1D = 3, C m. B. moment dipolaire d une distribution de charge Dans le cas d un système de charge plus complexe mais globalement neutre, on peut déterminer le barycentre 3 des charges positives G + et le barycentre des charges négatives G. Si les deux barycentres sont confondus, la molécule est apolaire et p = 0. Si les deux barycentres sont distincts, la molécule est polaire et p 0. C. moment dipolaire des molécules diatomiques Pour les molécules diatomiques, le barycentre des charges positives est le barycentres des protons et le barycentre des charges négatives est le barycentres des électrons. La différence d électronégativité entre les deux atomes peut provoquer une déformation du nuage électronique et donc une polarisation de la liaison. 5

6 Cette molécule est polaire. exemple : molécule Be 2 Be forme du nuage électronique G + G p 1 p 2 p = p 1 + p 2 = noyaux de Li (3 protons) p noyaux de chlore (17 protons) Cette molécule est apolaire. IV. Barycentre de charge Dans le cas de la molécule Li, la forte électronégativité du chlore déforme le nuage électronique. Cela polarise la liaison et explique la valeur non-nulle du moment dipolaire. Par contre, une molécule homonucléaire comme 2 est apolaire du fait de sa symétrie. D. influence de la géométrie Le caractère vectoriel de p le rend dépendant de la géométrie de la molécule. exemple : molécule d eau. P 1 q 1 P 2 P 5 q 2 q 5 G G est le barycentre de la distribution de charge. La position de G est déterminée par : i q i GPi = 0 P 4 P 3 q 4 q 3 Soit encore, p 1 p 2 p = p 1 + p i q i Pi = i q i G Si on note q tot = i q i la charge totale, on obtient : G = 1 q ipi q tot i 6