Établir le schéma de Lewis des entités suivantes, en détaillant le décompte des électrons de valence.
a. Décompte pour $\text{CH}_4$ : le carbone apporte 4 électrons de valence, chaque hydrogène en apporte 1.
Les 4 doublets sont tous liants : le carbone forme 4 liaisons simples $\text{C}-\text{H}$. Le carbone possède 8 électrons (octet ✔) et chaque hydrogène 2 (duet ✔). Aucun doublet non liant.
b. Décompte pour $\text{NH}_3$ : l'azote apporte 5 électrons.
Il faut 3 doublets liants pour les 3 liaisons $\text{N}-\text{H}$ : il reste donc 1 doublet non liant porté par l'azote. Celui-ci a bien 8 électrons autour de lui.
c. Décompte pour $\text{CO}_2$.
Avec seulement deux liaisons simples, le carbone n'aurait que 4 électrons : il faut donc deux doubles liaisons $\text{O}=\text{C}=\text{O}$, soit 4 doublets liants. Les 4 doublets restants sont répartis en 2 doublets non liants sur chaque oxygène.
On s'intéresse maintenant à deux entités particulières.
a. Pour un anion, on ajoute un électron par charge négative.
1 doublet liant pour la liaison $\text{O}-\text{H}$, et 3 doublets non liants sur l'oxygène. La charge négative se place sur l'oxygène.
b. Pour un cation, on retranche un électron par charge positive.
3 doublets liants pour les liaisons $\text{O}-\text{H}$ et 1 doublet non liant sur l'oxygène, qui porte la charge positive.
c. Cas du bore.
Les 3 doublets servent aux 3 liaisons $\text{B}-\text{H}$. Le bore n'est donc entouré que de 6 électrons : il ne respecte pas la règle de l'octet et présente une lacune électronique, notée par un rectangle vide.
C'est cette lacune qui rend $\text{BH}_3$ très réactif : il peut accueillir un doublet non liant apporté par une autre entité.
Prévoir la géométrie autour de l'atome central pour chacune des entités suivantes, en précisant le nombre de doublets liants et non liants.
Méthode : on compte le nombre total de directions occupées par des doublets autour de l'atome central, puis on nomme la géométrie d'après la position des atomes seulement.
a. $\text{CH}_4$ : 4 doublets liants, 0 non liant.
4 directions ⟹ disposition tétraédrique, et comme il y a un atome dans chaque direction, la molécule est tétraédrique (angles $\approx 109^{\circ}$).
b. $\text{NH}_3$ : 3 doublets liants, 1 non liant.
4 directions ⟹ disposition tétraédrique. Mais l'une des directions ne porte pas d'atome : la molécule est pyramidale à base triangulaire.
c. $\text{H}_2\text{O}$ : 2 doublets liants, 2 non liants.
4 directions ⟹ disposition tétraédrique, avec seulement 2 atomes : la molécule est coudée (angle $\approx 104^{\circ}$).
d. $\text{CO}_2$ : 2 directions (deux doubles liaisons), 0 doublet non liant sur le carbone.
2 directions ⟹ la molécule est linéaire (angle $180^{\circ}$).
💡 À retenir : $\text{CH}_4$, $\text{NH}_3$ et $\text{H}_2\text{O}$ ont toutes les trois 4 directions, mais des formes différentes — ce sont les doublets non liants qui font la différence.
On considère les liaisons suivantes.
a. La polarité d'une liaison croît avec l'écart d'électronégativité $\Delta\chi$.
Classement par polarité croissante : $\text{H}-\text{H}$ (apolaire) $<$ $\text{H}-\text{Cl}$ $<$ $\text{H}-\text{O}$ $<$ $\text{H}-\text{F}$.
b. L'atome le plus électronégatif attire les électrons de la liaison vers lui.
Comme $\chi(\text{Cl}) = 3{,}2 > \chi(\text{H}) = 2{,}2$, le chlore porte la charge partielle négative :
c. Cas de la liaison $\text{C}-\text{H}$.
L'écart est très faible : la liaison $\text{C}-\text{H}$ est donc quasiment apolaire. C'est pourquoi les hydrocarbures, constitués uniquement de liaisons $\text{C}-\text{C}$ et $\text{C}-\text{H}$, sont des espèces apolaires, insolubles dans l'eau.
Les molécules $\text{CO}_2$ et $\text{H}_2\text{O}$ possèdent toutes deux des liaisons polarisées, pourtant l'une est polaire et l'autre non.
a. On raisonne en deux temps : polarité des liaisons, puis géométrie.
Les liaisons $\text{C}=\text{O}$ sont bien polarisées ($\Delta\chi = 0{,}8$), l'oxygène portant $\delta^-$. Mais la molécule est linéaire et symétrique : les deux polarités, de même valeur et de sens opposés, se compensent exactement.
Les barycentres des charges $\delta^+$ et $\delta^-$ coïncident au centre de la molécule : $\text{CO}_2$ est apolaire.
b. Cas de l'eau.
Les liaisons $\text{O}-\text{H}$ sont polarisées ($\Delta\chi = 1{,}2$). Mais la molécule est coudée : les deux polarités ne sont pas opposées et ne se compensent pas.
Le barycentre des charges négatives est proche de l'oxygène, celui des charges positives entre les deux hydrogènes : ils sont distincts, donc $\text{H}_2\text{O}$ est polaire. C'est la raison pour laquelle l'eau dissout si bien les composés ioniques.
c. Deux dérivés chlorés du méthane.
$\text{CCl}_4$ : les 4 liaisons $\text{C}-\text{Cl}$ sont polarisées, mais la molécule est tétraédrique et parfaitement symétrique : les polarités se compensent, la molécule est apolaire.
$\text{CH}_3\text{Cl}$ : la symétrie est rompue, une seule liaison fortement polarisée $\text{C}-\text{Cl}$ face à trois liaisons $\text{C}-\text{H}$ quasi apolaires. Les polarités ne se compensent plus : la molécule est polaire.