Fiche de révision : Liaisons chimiques et rayons atomiques

📋 Plan du Cours

1. Électronégativité des éléments
2. Stabilité et formation des liaisons
3. Modèle de Lewis et octet
4. Types de liaisons de Lewis
5. États de valence
6. Limites du modèle de Lewis
7. Rayons atomiques et polarisation

📖 1. Électronégativité des éléments

🔑 Notions clés & Définitions

• Électronégativité : Pauling — Tendance d’un atome, au sein d’une molécule, à attirer vers lui les électrons de liaison.

★ À maîtriser

• Le fluor est l’élément le plus électronégatif, avec une électronégativité de 4,0.

Compléments

• Les gaz rares sont considérés comme inertes et ne sont donc pas électronégatifs.

💡 Astuce mémo

Le fluor attire fortement les électrons, les gaz rares restent inertes.

📖 2. Stabilité et formation des liaisons

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison chimique : Interaction entre deux atomes formant une nouvelle entité structurale dont l’énergie est inférieure à la somme des énergies des atomes isolés.

📝 Points essentiels

📌 Le rapprochement de deux atomes produit simultanément des répulsions entre noyaux ou nuages électroniques et des attractions entre les électrons d’un atome et le noyau de l’autre.

• Lorsque deux atomes se rapprochent, l’énergie diminue d’abord jusqu’à un minimum correspondant à l’entité stable, puis augmente si les atomes sont rapprochés davantage.

💡 Astuce mémo

Attraction dominante → énergie minimale → entité plus stable.

📖 3. Modèle de Lewis et octet

🔑 Notions clés & Définitions

• Règle de l’octet : La règle de l’octet affirme qu’une couche externe contenant huit électrons correspond à une configuration particulièrement stable.

★ À maîtriser

📌 Selon le modèle de Lewis, une liaison est assurée par deux électrons et permet généralement à chaque atome d’atteindre la configuration électronique du gaz rare le plus proche.

Compléments

• Le modèle de Lewis, commencé en 1915, représente les molécules à partir des électrons de valence.

• La plupart des molécules stables possèdent un nombre pair d’électrons, tandis que les molécules à nombre impair sont généralement des radicaux libres plus instables.

💡 Astuce mémo

OCTET : huit électrons rendent la couche externe particulièrement stable.

📖 4. Types de liaisons de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Liaison formée lorsque deux atomes possédant chacun un électron célibataire mettent ces électrons en commun.
• Liaison de coordinance : Liaison partagée par deux noyaux dans laquelle un seul atome apporte le doublet et l’autre fournit une orbitale vide.
• Liaison multiple : Liaison comportant plusieurs paires électroniques partagées entre deux atomes.

★ À maîtriser

• Dans HF, le fluor atteint l’octet avec trois doublets non liants et le doublet de liaison, tandis que l’hydrogène atteint le duet.

• L’oxygène est divalent et forme deux liaisons covalentes avec deux hydrogènes dans la molécule d’eau.

• L’azote est trivalent et peut former trois liaisons avec trois hydrogènes dans l’ammoniac, avec trois doublets liants et un doublet non liant.

📌 Les doublets liants participent aux liaisons, tandis que les doublets non liants, aussi appelés doublets libres, n’y participent pas.

Compléments

• Dans N₂, chaque atome d’azote partage trois électrons célibataires, ce qui forme une triple liaison et complète l’octet de chaque atome.

• Dans NH₄⁺, l’azote de NH₃ donne son doublet non liant à H⁺, qui possède une orbitale vide, pour former une liaison de coordinance.

💡 Astuce mémo

Covalente : chacun apporte un électron ; coordinance : un seul atome apporte le doublet.

📖 5. États de valence

🔑 Notions clés & Définitions

• Hypovalence : Situation dans laquelle un atome reste entouré de moins de huit électrons après la formation de ses liaisons.
• Hypervalence : Situation dans laquelle un atome est entouré de plus de huit électrons grâce à des orbitales d vacantes disponibles à partir de n=3.

★ À maîtriser

• Le carbone possède quatre électrons de valence répartis initialement en un doublet, deux électrons célibataires et une orbitale p vide.

• Pour former CH₄, le carbone dissocie son doublet par promotion électronique, obtient quatre électrons célibataires, puis forme quatre liaisons et respecte l’octet.

• L’état stable du carbone est tétravalent, car il forme quatre liaisons après passage par un état de valence ou état excité.

• Le bore et l’aluminium de la colonne 13 peuvent former trois liaisons tout en restant entourés de six électrons, ce qui les rend hypovalents.

• Le phosphore peut passer de 3s²3p³ à 3s¹3p²3d¹, disposer de cinq électrons célibataires et former cinq liaisons avec dix électrons autour de lui.

• Le soufre peut être divalent dans H₂S ou former quatre à six liaisons grâce à ses orbitales d vacantes.

Compléments

• Le béryllium et le magnésium peuvent former deux liaisons dans un état de valence ns¹np¹ tout en restant hypovalents.

💡 Astuce mémo

Hypovalence : moins de huit électrons ; hypervalence : plus de huit électrons.

📖 6. Limites du modèle de Lewis

📝 Points essentiels

• Le modèle de Lewis ne décrit pas correctement l’orientation géométrique des liaisons, les formes mésomères ni les différences de comportement entre liaisons σ et π.

📖 7. Rayons atomiques et polarisation

🔑 Notions clés & Définitions

• Rayon atomique : Plus grande valeur finie pour laquelle la densité radiale de probabilité de présence d’une orbitale atomique est maximale.
• Rayon de Van der Waals : Moitié de la distance minimale d’approche entre deux atomes qui ne forment pas de liaison.
• Rayon de covalence : Moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes identiques liés par une liaison covalente.
• Rayon ionique : Moitié de la distance entre les noyaux de deux ions liés.

★ À maîtriser

• Le rayon atomique augmente lorsque l’on change de couche et diminue de gauche à droite sur une même période sous l’effet de l’électronégativité.

• La perte d’électrons diminue le rayon d’un cation par rapport à l’atome neutre, tandis que le gain d’électrons augmente le rayon d’un anion.

• Dans une liaison homonucléaire, le doublet est équitablement partagé entre deux atomes de même électronégativité, alors qu’une liaison hétéronucléaire attire le doublet vers l’atome le plus électronégatif.

Compléments

• La molécule de dihydrogène possède une liaison homonucléaire non polarisée, car ses deux atomes attirent les électrons avec la même force.

💡 Astuce mémo

Van der Waals sans liaison ; covalence avec liaison ; ionique après perte ou gain d’électrons.

📊 Tableaux de synthèse

Comparaison des rayons atomiques

Types de liaisons selon Lewis