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Les théories décrivant les molécules ont fortement évoluées au cours du temps et elles évolueront probablement encore. Actuellement, la théorie de Lewis et Langmuir et celle, plus moderne, de Gillespie se complètent et permettent d’en avoir une compréhension correcte et utilisable.

la théorie de Lewis et Langmuir (1916)

Liaisons covalentes

Une liaison covalente résulte de la mise en commun de deux électrons provenant de deux atomes. On parle de doublé de liaison. Les atomes qui s'associent fournissent chacun un électron dit électron de valence. La liaison et localisée entre les deux atomes.

La règle de l'Octet

Pour prévoir les liaisons qu’un atome peut former avec d'autres atomes, on emploie la règle de l'octet. Cette règle dit que dans un édifice atomique chaque atome adopte la configuration électronique externe la plus stable c'est-à-dire celle du gaz noble qui lui est le plus proche.

Cette idée à conduit à la schématisation des atomes. Les représentations choisies vont permettre de facilement prévoir les liaisons qui vont pourvoir se former. Le noyau atomique sera représenté par le symbole de l’atome. Pour les électrons, on ne représentera que la dernière couche électronique appelée couche de valence.

  • Un électron seul, dit célibataire, sera représenté par un point, ou une petite croix.
  • Une paire d’électrons appareillés, c’est à dire couplés l’un à l’autre, sera représenté par un petit trait.
Exemple de schémas de Lewis
  • 1H : 1s1 -> SchemaLewis
  • 8O : 1s22s22p4 -> SchemaLewis
  • 17Cl : 1s22s22p63s23p5 -> SchemaLewis

Au moyen de ces schémas on va pouvoir prévoir les divers assemblages possibles.

Liaisons covalentes simples : les électrons s'appareillent pour donner un doublet liant exemple H-H, CL-Cl, H-Cl, H-O-H.

Lisons de covalences multiples : plusieurs doublets liant entre deux atomes sont formés. Exemple O=O.

Promotion de valence : l’existence de certaines molécules ne peut être expliquées que si l’un des atomes est dans un état excité. Un des électrons est promu à un sous-niveau d'énergie supérieure.
Exemple le carbone 6C : 1s22s22p2 devient 1s22s12p3

À côté de sa valeur principale, un atome peut enfin présenter une autre valence lorsqu'il est sous forme chargée.
Exemple NH4+
Une fois la molécule construite, plus rien ne distingue une liaison d'une autre. Ici, les quatre hydrogène sont équivalents et l'azote est bien entouré de huit électrons. La règle de l'octet est donc satisfaites. Néanmoins comme ne lui appartiennent plus en propre que quatre électrons, l'azote prend une charge formelle positive.
NH<sub>4</sub><sup>+</sup>

Enfin une molécule telle que AlCl3, peut être représenté avec un petit rectangle représentant une lacune électronique. Une telle molécule pourra facilement recevoir une liaison de coordination en captant un doublet déja formé. NH<sub>4</sub><sup>+</sup>

Mésomérie

Un certain nombre de molécules peuvent présenter plusieurs schémas de Lewis possibles. Chacun de ces schémas correspond à une forme limites. Ces formes sont dites mésomères. On passera de l'une à l'autre de ces formes par simple déplacement de doubler d'électrons.
Exemple SO2 : mesomerie

Les limites de la règle de l'octet

Cette théorie, bien que pratique, ne permet pas de déterminer un certain nombre de structures.
Exemple PCl5, alors qu'elle ne permet de prévoir que PCl3, ou bien encore SF2 et non SF6.
De même, SO3, et beaucoup mieux décrit en utilisant trois doubles liaisons.

Cette théorie ne permet pas, non plus, de prévoir la géométrie des molécules. De plus, elle oppose la liaison covalentes à la liaison ionique dans laquelle le doublet d’électron est totalement capté par un atome et perdu pas l’autre, alors qu'en réalité il y a unicité de la liaison chimique. La liaison évolue de la liaison covalente pure à la liaison ionique pure en passant par tous les intermédiaires envisageables.

Il a donc fallu envisager une nouvelle théorie, c'est la théorie quantique de Gillespie qui permet d'établir une unicité de liaison chimique.

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jeudi, juin 22, 2017