Représentation des molécules | Chimie générale 1

Les atomes ont tendance à former des molécules de telle manière qu'ils atteignent un octet dans la couche de valence et atteignent une configuration de gaz noble. La règle de l'octet s'applique à presque tous les composés constitués d'éléments de la deuxième période → cette règle est particulièrement importante dans l'étude des composés organiques (composés contenant principalement des atomes de C, N et O)
 

Carbone : Z = 6 → 6 électrons → 1s² 2s² 2p² → 4 électrons dans sa couche de valence
Le carbone a besoin de 4 e^- supplémentaires pour obtenir la configuration du néon et formera donc 4 liaisons covalentes avec d'autres atomes → l'atome de carbone est tétravalent

Structure de Lewis :

Une représentation des dispositions des atomes et de la position de tous les électrons de valence dans une molécule ou un ion polyatomique. Les paires d'électrons partagés sont représentées par des lignes entre deux atomes, et les paires seules sont représentées par des paires de points sur les atomes individuels. Nous essayons toujours de satisfaire la règle de l'octet (ou la règle du duet pour l'hydrogène) lors de l'écriture des structures de Lewis.

• Point : un électron non apparié
• Deux points : une paire d'électrons seuls (paire seule)
• Ligne : deux électrons partagés (liaison)

Structure de Lewis de NH₃ : 

Charge formelle :

Charge attribuée aux atomes individuels dans une structure de Lewis
Charge formelle = nombre d'électrons de valence dans l'atome libre - nombre d'électrons de valence dans l'atome lié
Nombre d'électrons de valence dans l'atome lié = nombre d'électrons non partagés + $\frac{1}{2}$ nombre d'électrons partagés

Quelles sont les charges formelles dans la molécule de CH₃NO₂ ?

N : 1s² 2s² 2p³ = [He] 2s² 2p³ → 5 électrons de valence dans l'atome libre
4 liaisons : 8 électrons partagés → 4 électrons de valence dans l'atome lié
Charge formelle = 5 - 4 = + 1

O : 1s² 2s² 2p⁴ = [He] 2s² 2p⁴ → 6 électrons de valence dans l'atome libre
2 liaisons + 2 paires d'électrons libres : 4 e^- partagés + 4 e^- non partagés → 6 e^- de valence dans l'atome lié
Charge formelle = 6 - 6 = 0

O : 1s² 2s² 2p⁴ = [He] 2s² 2p⁴ → 6 électrons de valence dans l'atome libre
1 liaison + 3 paires d'électrons libres : 2 partagés + 6 non partagés → 7 e^- de valence dans l'atome lié
Charge formelle = 6 - 7 = - 1

Structures de résonance :

Un groupe de structures de Lewis ayant le même placement des atomes mais un placement différent de leurs électrons π ou non liants → leurs liaisons simples restent identiques mais la position de leurs liaisons multiples et électrons non liants diffère. Les structures de résonance doivent être des structures de Lewis valides
 

Les différentes formes de résonance d'une substance ne sont pas toutes égales : la forme avec le plus de liaisons et moins de charges a une contribution plus importante à l'hybride de résonance
 

Sélection de la structure de résonance qui contribue le plus à l'hybride de résonance :

• Des charges formelles plus faibles (positives ou négatives) sont préférables à des charges plus élevées
• Des charges formelles sur des atomes adjacents ne sont pas souhaitables
• Une charge formelle plus négative doit résider sur un atome plus électronégatif

Électronégativité :

Une mesure de la capacité d'un atome dans une molécule à attirer les électrons vers lui-même. Les électrons partagés dans une liaison sont attirés par l'atome ayant la plus grande électronégativité. L'électronégativité augmente le long d'une période et diminue le long d'un groupe → même tendance que l'affinité électronique

Distinction entre covalent, covalent polaire et ionique :

La différence d'électronégativité entre les atomes est un indicateur de la polarité de la liaison : plus la différence d'électronégativité est grande, plus la liaison est polaire

• Liaison purement covalente ou non polaire : une liaison entre des atomes dont les électronégativités diffèrent de moins de 0,5
• Liaison covalente polaire : une liaison entre des atomes dont les électronégativités diffèrent de 0,5 à 2,0
• Liaison ionique : une liaison entre des atomes dont les électronégativités diffèrent de 2,0 ou plus
   

H₂ → pas de différence d'électronégativité → liaison non polaire
HCl (électronégativité : H = 2,1, Cl = 3,0) → différence d'électronégativité = 0,9 → liaison covalente polaire
NaCl (électronégativité : Na = 0,9, Cl = 3,0) → différence d'électronégativité = 2,1 → liaison ionique

Moment dipolaire (μ):

Les moments dipolaires sont généralement exprimés en unité de debye (1 D = 3.336 x 10^-30 C.m). Le moment dipolaire μ peut être calculé (en C.m):

Pourcentage de caractère ionique :

Un moyen quantitatif de décrire la nature d'une liaison et de quantifier sa polarité. Le moment dipolaire mesuré est comparé à celui prédit en supposant que les atomes liés ont des charges discrètes
 

Exceptions à la règle de l'octet :

• Un octet incomplet (B et Be sont les principaux candidats pour cela)
• Nombre impair d'électrons (radical libre)
• Plus de 8 électrons sur l'atome central → couche de valence étendue

Radical libre :

Une espèce chimique avec un nombre impair d'électrons de valence. Il est formé par clivage homolytique contenant un ou plusieurs électrons non appariés. De nombreux radicaux sont très réactifs : l'électron non apparié tend à former une liaison covalente avec un électron non apparié sur une autre molécule
 

CH₃ a un électron non apparié sur le carbone, NO a un électron non apparié sur l'azote → ce sont des radicaux libres

Couche de valence étendue

Les atomes avec une couche de valence n $\ge$ 3 peuvent avoir plus de 8 électrons de valence autour d'eux. Cela est dû au fait qu'ils disposent également d'orbitales d qui peuvent être utilisées dans les liaisons pour former un octet étendu
 

Le phosphore est dans la troisième période du tableau périodique et dispose donc d'orbitales 3s, 3p et 3d. Les orbitales 3d du phosphore dans PCl₅ sont utilisées et forment un octet étendu → P a 10 électrons dans sa couche externe