Ce cours nécessite une bonne connaissance des notions de base sur la structure de l’atome (nombre de protons, neutrons, électrons, couches électroniques, règles de l’octet) vues en seconde et en première. Il s’inscrit dans la continuité des chapitres sur le modèle de Lewis et la liaison chimique. Ce cours est indispensable pour la compréhension des réactions chimiques et de la chimie organique.

Le modèle de Lewis permet de représenter la structure des molécules en visualisant la répartition des électrons de valence. Une liaison covalente est formée par le partage d’une ou plusieurs paires d’électrons entre deux atomes.

• Règle de l’octet: Les atomes tendent à acquérir une configuration électronique stable en ayant 8 électrons sur leur couche de valence (sauf l’hydrogène et l’hélium qui sont stables avec 2 électrons).
• Doublets liants: Paire d’électrons impliqués dans une liaison covalente, représentés par un trait entre les symboles des atomes.
• Doublets non liants (ou doublets libres): Paire d’électrons de valence qui ne participent pas à une liaison covalente, représentés par deux points près du symbole de l’atome.

Exemple: La molécule de méthane ({{}}) : Le carbone possède 4 électrons de valence et chaque hydrogène 1. Le carbone forme 4 liaisons covalentes avec les 4 atomes d’hydrogène pour respecter la règle de l’octet.

H

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H - C - H

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H

Certains atomes peuvent avoir moins de 8 électrons de valence (lacunes électroniques) ou plus (dépassement de la règle de l’octet). Cela est notamment observé pour les atomes des périodes 3 et au-delà.

• Exemples de lacunes électroniques:{{}} (bore possède seulement 6 électrons de valence).
• Exemples de dépassement de la règle de l’octet:{{}} (soufre possède 12 électrons de valence).

La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) permet de prédire la géométrie d’une molécule en considérant la répulsion entre les doublets électroniques (liants et non-liants) autour de l’atome central. Les doublets se repoussent et s’orientent de façon à minimiser cette répulsion. Ceci engendre des angles de liaisons spécifiques.

Exemples:

• {{}}: Géométrie tétraédrique (angle de liaison ≈ 109,5°).
• {{}}: Géométrie coudée (angle de liaison ≈ 104,5°).
• {{}}: Géométrie pyramidale trigonale (angle de liaison ≈ 107°).

L’électronégativité χ d’un atome est sa capacité à attirer les électrons d’une liaison covalente vers lui. Elle augmente de gauche à droite et de bas en haut dans le tableau périodique. L’échelle de Pauling est utilisée pour quantifier l’électronégativité.

Si les deux atomes d’une liaison covalente ont une électronégativité différente, la liaison est polaire. Les électrons sont plus attirés vers l’atome le plus électronégatif, créant une polarisation de la liaison. On représente cela par un moment dipolaire (µ) dirigé vers l’atome le plus électronégatif.

Exemples:

• Liaison C-H : liaison faiblement polaire (différence d’électronégativité faible).
• Liaison O-H : liaison polaire (différence d’électronégativité importante).

La polarité d’une molécule dépend de la polarité de ses liaisons et de sa géométrie.

Une molécule est apolaire si :

• Ses liaisons sont apolaires (atomes identiques).
• Ses liaisons polaires se compensent du fait de la géométrie symétrique de la molécule.

Exemple:{{}} : les deux liaisons C=O sont polaires, mais la molécule est linéaire, donc les moments dipolaires s’annulent.

Une molécule est polaire si la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons est non nulle. Cela est dû à une géométrie asymétrique ou à la présence de liaisons polaires non compensées.

Exemple:{{}}: les deux liaisons O-H sont polaires, et la géométrie coudée empêche la compensation des moments dipolaires.

• Définitions clés:Liaison covalente, règle de l’octet, doublets liants, doublets non liants, lacunes électroniques, théorie VSEPR, électronégativité, polarisation, molécule polaire, molécule apolaire.
• Idées principales chapitre 1: Représentation des molécules selon Lewis, exceptions à la règle de l’octet, géométrie des molécules selon VSEPR.
• Idées principales chapitre 2: Notion d’électronégativité, polarisation des liaisons covalentes.
• Idées principales chapitre 3: Polarité des molécules, compensation des moments dipolaires.