Physique-Chimie (Spé) — Constitution de la matière
Structure électronique et liaisons
Configuration, couches, liaison covalente, molécules
Résumé synthétiqueFiche en 5 sectionsQuiz de 11 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Toute la chimie de la matière tient dans un mot : les électrons. Autour du noyau, ils se rangent sur des couches ($\mathrm{K}$, $\mathrm{L}$, $\mathrm{M}$…), et seuls ceux de la couche externe — les électrons de valence — décident de la réactivité d'un atome. Le fil conducteur du chapitre est la règle de l'octet : chaque atome cherche à s'entourer de $8$ électrons (ou $2$ pour la couche $\mathrm{K}$, règle du duet) pour imiter la stabilité des gaz nobles. Pour y parvenir, les atomes partagent des électrons : c'est la liaison covalente, un doublet d'électrons mis en commun. Le modèle de Lewis dessine ces doublets — liants (traits) et non liants (paires de points) — et permet de prévoir, grâce à la théorie VSEPR (les doublets se repoussent), la géométrie des molécules : $\mathrm{CH_4}$ tétraédrique ($109{,}5^\circ$), $\mathrm{NH_3}$ pyramidale ($107^\circ$), $\mathrm{H_2O}$ coudée ($104{,}5^\circ$), $\mathrm{CO_2}$ linéaire ($180^\circ$). Enfin, quand deux atomes liés n'attirent pas les électrons de la même façon, la liaison devient polarisée ($\delta^+$ d'un côté, $\delta^-$ de l'autre) : c'est l'origine des propriétés de l'eau et de la chimie du vivant.
Les électrons d'un atome ne sont pas en vrac : ils se rangent sur des couches notées $\mathrm{K}$, $\mathrm{L}$, $\mathrm{M}$, en commençant par la plus proche du noyau. Chaque couche a une capacité maximale. Écrire la configuration électronique, c'est remplir ces couches une par une jusqu'à placer les $Z$ électrons de l'atome. Les derniers placés, sur la couche externe, sont les plus importants : ce sont eux qui réagissent.
- Capacités : couche $\mathrm{K}$ : $2$ électrons au maximum ; couche $\mathrm{L}$ : $8$ au maximum ; couche $\mathrm{M}$ : $8$ au maximum (en Première).
- Remplissage de l'intérieur vers l'extérieur : on remplit $\mathrm{K}$, puis $\mathrm{L}$, puis $\mathrm{M}$.
- Exemples : $\mathrm{H}$ ($Z = 1$) : $\mathrm{K}^1$ ; $\mathrm{He}$ ($Z = 2$) : $\mathrm{K}^2$ ; $\mathrm{C}$ ($Z = 6$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^4$ ; $\mathrm{N}$ ($Z = 7$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^5$ ; $\mathrm{O}$ ($Z = 8$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^6$ ; $\mathrm{Na}$ ($Z = 11$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^8\mathrm{M}^1$.
- Électrons de valence = électrons de la couche externe (la dernière occupée). Ils déterminent la réactivité chimique.
- Règle de l'octet : les atomes tendent vers $8$ électrons sur leur couche externe (stabilité des gaz nobles).
- Règle du duet : $\mathrm{H}$ et $\mathrm{He}$ tendent vers $2$ électrons (configuration de l'hélium).
- Nombre de liaisons covalentes $\approx 8 - (\text{électrons de valence})$ : $\mathrm{C} \to 4$, $\mathrm{N} \to 3$, $\mathrm{O} \to 2$, $\mathrm{H} \to 1$.
Exemple
Configuration du sodium $\mathrm{Na}$ ($Z = 11$) : on place $11$ électrons. $\mathrm{K}$ se remplit ($2$), puis $\mathrm{L}$ ($8$), il reste $1$ électron pour $\mathrm{M}$. D'où $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^8\mathrm{M}^1$ : un seul électron de valence, que le sodium cède facilement pour devenir l'ion $\mathrm{Na}^+$.
Piège à éviter
Ne confonds pas la couche $\mathrm{K}$ ($2$ électrons au maximum) et la couche $\mathrm{L}$ ($8$ au maximum) : l'hydrogène a son unique électron sur $\mathrm{K}$, pas sur $\mathrm{L}$. Et $Z$ (numéro atomique) compte les électrons d'un atome neutre.
Pour atteindre l'octet, deux atomes peuvent mettre en commun des électrons plutôt que de se les arracher : c'est la liaison covalente. Chaque atome apporte (en général) un électron, et le doublet ainsi formé « compte » pour les deux. C'est le ciment de toutes les molécules.
- Définition : mise en commun de $2$ électrons entre $2$ atomes $\rightarrow$ un doublet liant.
- Liaison simple : $1$ doublet liant, noté d'un trait. Exemples : $\mathrm{H{-}H}$, $\mathrm{H{-}Cl}$.
- Liaison double : $2$ doublets liants, notés $=$. Exemples : $\mathrm{O{=}O}$ dans $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{C{=}O}$ dans $\mathrm{CO_2}$.
- Liaison triple : $3$ doublets liants, notés $\equiv$. Exemple : $\mathrm{N{\equiv}N}$ dans le diazote $\mathrm{N_2}$.
- Nombre de liaisons formées : $\mathrm{C} \to 4$, $\mathrm{N} \to 3$, $\mathrm{O} \to 2$, $\mathrm{H} \to 1$, halogènes ($\mathrm{F}$, $\mathrm{Cl}$, $\mathrm{Br}$, $\mathrm{I}$) $\to 1$.
- Doublets non liants : paires d'électrons restées sur un atome, qui ne lient pas mais influencent la géométrie.
Exemple
Le diazote $\mathrm{N_2}$ : chaque azote ($\mathrm{K}^2\mathrm{L}^5$) possède $5$ électrons de valence et lui en manque $3$. Les deux atomes partagent trois doublets $\rightarrow$ une triple liaison $\mathrm{N{\equiv}N}$. Chaque azote complète ainsi son octet, plus un doublet non liant qui reste sur chacun.
Piège à éviter
Une liaison covalente est un partage d'électrons, jamais un transfert : c'est ce qui la distingue de la liaison ionique (où un atome cède réellement un électron à l'autre, comme dans $\mathrm{Na^+Cl^-}$).
Le schéma de Lewis est la « carte d'identité » d'une molécule : il représente tous les électrons de valence sous forme de doublets. Les doublets liants sont des traits entre atomes, les doublets non liants des paires de points posées sur un atome. Bien construit, il vérifie que chaque atome respecte sa règle (octet ou duet).
- Un trait ($-$) = un doublet liant ($2$ électrons partagés).
- Une paire de points = un doublet non liant porté par un atome.
- Méthode : 1) compter les électrons de valence de chaque atome ; 2) former les liaisons pour satisfaire l'octet (ou le duet) ; 3) distribuer les doublets non liants restants.
- $\mathrm{H_2O}$ : $\mathrm{O}$ central, $2$ liaisons $\mathrm{O{-}H}$ et $2$ doublets non liants sur $\mathrm{O}$.
- $\mathrm{NH_3}$ : $\mathrm{N}$ central, $3$ liaisons $\mathrm{N{-}H}$ et $1$ doublet non liant sur $\mathrm{N}$.
- $\mathrm{CO_2}$ : $\mathrm{O{=}C{=}O}$, et $2$ doublets non liants sur chaque oxygène.
- $\mathrm{CH_4}$ : $\mathrm{C}$ central, $4$ liaisons $\mathrm{C{-}H}$, aucun doublet non liant sur $\mathrm{C}$.
Exemple
Schéma de l'eau $\mathrm{H_2O}$ : l'oxygène ($6$ électrons de valence) forme $2$ liaisons avec les $2$ hydrogènes (il gagne $2$ électrons partagés $\rightarrow$ octet atteint) et conserve $2$ doublets non liants. Les hydrogènes, eux, atteignent leur duet. Bilan : $2$ traits $\mathrm{O{-}H}$ et $2$ paires de points sur $\mathrm{O}$.
Piège à éviter
N'oublie jamais les doublets non liants : un schéma de Lewis où $\mathrm{O}$ ou $\mathrm{N}$ n'aurait que ses traits de liaison est incomplet, et tu ne pourras pas prévoir correctement la géométrie de la molécule.
La forme dans l'espace d'une molécule n'est pas due au hasard : les doublets (liants comme non liants) portent des charges négatives et se repoussent. Ils s'écartent donc au maximum les uns des autres. C'est la théorie VSEPR, qui prédit les angles à partir du seul schéma de Lewis.
Plus un atome central porte de doublets non liants, plus l'angle se referme : de $\mathrm{CH_4}$ ($109{,}5^\circ$) à $\mathrm{NH_3}$ ($107^\circ$) puis $\mathrm{H_2O}$ ($104{,}5^\circ$).
- Principe : les doublets (liants et non liants) s'écartent le plus possible autour de l'atome central.
- $\mathrm{CH_4}$ ($4$ doublets liants, $0$ non liant) : tétraédrique, angle $\mathrm{H{-}C{-}H} = 109{,}5^\circ$.
- $\mathrm{NH_3}$ ($3$ liants, $1$ non liant) : pyramidale à base triangulaire, angle $\mathrm{H{-}N{-}H} \approx 107^\circ$.
- $\mathrm{H_2O}$ ($2$ liants, $2$ non liants) : coudée (angulaire), angle $\mathrm{H{-}O{-}H} \approx 104{,}5^\circ$.
- $\mathrm{CO_2}$ ($2$ doubles liaisons, $0$ non liant sur $\mathrm{C}$) : linéaire, angle $\mathrm{O{-}C{-}O} = 180^\circ$.
- Un doublet non liant occupe plus de place qu'un doublet liant : il comprime les autres angles.
Exemple
Pourquoi l'eau est-elle « coudée » et non « linéaire » ? L'oxygène porte $4$ doublets : $2$ liants et $2$ non liants. Les $4$ se repoussent comme dans un tétraèdre, mais les $2$ doublets non liants, plus encombrants, rapprochent les liaisons $\mathrm{O{-}H}$ : l'angle tombe de $109{,}5^\circ$ à environ $104{,}5^\circ$.
Piège à éviter
La géométrie se lit autour de l'atome central et dépend de tous ses doublets, pas seulement des liaisons. Oublier les doublets non liants de $\mathrm{H_2O}$ conduirait à la croire linéaire — ce qui est faux.
Dans une liaison covalente, le doublet partagé n'est pas toujours équitablement réparti. Si l'un des deux atomes attire plus fortement les électrons — on dit qu'il est plus électronégatif — la liaison devient polarisée : une extrémité prend une charge partielle négative $\delta^-$, l'autre une charge partielle positive $\delta^+$.
- Électronégativité : tendance d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison. Elle augmente vers la droite et vers le haut du tableau périodique.
- Atomes très électronégatifs : $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{N}$, $\mathrm{Cl}$ — ils tirent le doublet à eux.
- Liaison polarisée : entre deux atomes d'électronégativités différentes. Exemple : $\mathrm{O}^{\delta-}{-}\mathrm{H}^{\delta+}$.
- Liaison non polarisée : entre deux atomes identiques (même électronégativité), comme $\mathrm{H{-}H}$ ou $\mathrm{Cl{-}Cl}$.
- Une molécule peut porter des liaisons polarisées et être globalement polaire ($\mathrm{H_2O}$) ou non si les polarités se compensent par symétrie ($\mathrm{CO_2}$).
Exemple
Dans la liaison $\mathrm{O{-}H}$ de l'eau, l'oxygène est bien plus électronégatif que l'hydrogène : il attire le doublet liant. L'oxygène porte donc une charge partielle $\delta^-$ et l'hydrogène une charge $\delta^+$. Comme la molécule est coudée, ces polarités ne se compensent pas : $\mathrm{H_2O}$ est une molécule polaire, ce qui explique son rôle de solvant.
Piège à éviter
Polarisé ne veut pas dire ionique : dans une liaison polarisée, les électrons restent partagés (charges partielles $\delta^+$ / $\delta^-$), alors qu'une liaison ionique correspond à un transfert complet (charges entières $+$ / $-$).
Quiz - Structure et liaisons
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Structure électronique et liaisons, extraits du quiz de révision.
Combien de liaisons covalentes le carbone forme-t-il ?
Réponse :
$4$
Le carbone ($Z = 6$) a pour configuration $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^4$ : $4$ électrons de valence, donc $4$ liaisons covalentes pour compléter son octet ($8 - 4 = 4$).
La règle de l'octet concerne :
Réponse :
La couche externe ($8$ électrons)
La règle de l'octet vise à obtenir $8$ électrons sur la couche externe (de valence), pour imiter la stabilité des gaz nobles.
Une liaison covalente correspond à :
Réponse :
Un partage de $2$ électrons
La liaison covalente est la mise en commun (partage) de $2$ électrons entre deux atomes, formant un doublet liant. Le transfert, lui, caractérise la liaison ionique.
Combien de liaisons covalentes l'oxygène forme-t-il ?
Réponse :
$2$
$\mathrm{O}$ ($Z = 8$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^6$, soit $6$ électrons de valence. Il lui en manque $2$ pour l'octet, d'où $2$ liaisons covalentes.