Fiche de révision : Schémas de Lewis et théorie VSEPR

📋 Plan du Cours

1. Configuration électronique et couches
2. Électrons de valence et représentation
3. Construction des schémas de Lewis
4. Règles du duet et de l’octet
5. Schémas de Lewis des ions

📖 1. Configuration électronique et couches

🔑 Notions clés & Définitions

• Configuration électronique : Répartition des électrons dans les différentes sous-couches électroniques.

★ À maîtriser

• Un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, et son numéro atomique Z correspond au nombre de protons.

• 🔄 L’ordre de remplissage est:

  1. 1s
  2. 2s
  3. 2p
  4. 3s
  5. 3p

• L’atome de chlore, de numéro atomique Z = 17, possède la configuration électronique 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵.

Compléments

• Les sous-couches de type s peuvent accueillir au maximum 2 électrons, tandis que les sous-couches de type p peuvent en accueillir 6.

💡 Astuce mémo

1s → 2s → 2p → 3s → 3p

📖 2. Électrons de valence et représentation

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrons de valence : Électrons qui permettent la création de liaisons chimiques.

★ À maîtriser

• Pour les éléments des trois premières périodes, les électrons de valence correspondent à tous les électrons de la dernière couche électronique occupée.

• Le chlore possède 7 électrons de valence, correspondant aux 2 électrons de la sous-couche 3s et aux 5 électrons de la sous-couche 3p.

Compléments

• Pour représenter la structure électronique d’un atome, on écrit son symbole puis on place autour de lui autant de points qu’il possède d’électrons de valence.

📖 3. Construction des schémas de Lewis

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Mise en commun de deux électrons de valence appartenant à deux atomes distincts.
• Doublet liant : Constitué de deux électrons engagés dans une liaison covalente.
• Doublet non liant : Constitué de deux électrons appariés qui ne participent pas à une liaison covalente.

📝 Points essentiels

• Pour construire le schéma de Lewis d’une molécule, on représente les structures électroniques des atomes, on forme les liaisons nécessaires au respect du duet et de l’octet, puis on regroupe les électrons restants par deux.

• La molécule d’eau H₂O possède deux doublets liants et deux doublets non liants autour de l’atome d’oxygène.

💡 Astuce mémo

Atomes → liaisons → doublets restants

📖 4. Règles du duet et de l’octet

★ À maîtriser

📌 L’atome d’hydrogène respecte la règle du duet en s’entourant de deux électrons et en acquérant la configuration électronique de l’hélium 1s².

📌 L’atome d’oxygène respecte la règle de l’octet en s’entourant de huit électrons dans sa couche externe et en acquérant la configuration électronique du néon 1s² 2s² 2p⁶.

Compléments

• Dans H₂O, chaque hydrogène atteint le duet grâce à un électron qu’il porte et un électron apporté par l’oxygène dans la liaison O–H.

• Une liaison multiple est une liaison formée par plusieurs doublets liants.

💡 Astuce mémo

Hydrogène : duet ; oxygène et autres atomes : octet

📖 5. Schémas de Lewis des ions

★ À maîtriser

📌 Dans un ion, un atome qui porte un électron de plus que son nombre d’électrons de valence porte une charge négative, tandis qu’un atome qui en porte un de moins porte une charge positive.

• Dans l’ion hydroxyde HO⁻, l’oxygène reçoit un électron supplémentaire afin de respecter la règle de l’octet et porte alors une charge négative.

• Dans l’ion oxonium H₃O⁺, l’oxygène possède initialement neuf électrons autour de lui après la formation des trois liaisons O–H, puis il perd un électron pour respecter l’octet et porte une charge positive.

Compléments

• Après la perte d’un électron dans H₃O⁺, l’oxygène ne porte plus que 5 électrons alors que son nombre d’électrons de valence est de 6.

💡 Astuce mémo

Électron ajouté → charge négative ; électron retiré → charge positive

📊 Tableaux de synthèse

Duet et octet

Formation des charges ioniques