Lewis et polarité

Les électrons de valence sont les électrons de la couche externe d’un atome. Pour les éléments des familles principales étudiés ici, le tableau périodique et la configuration électronique permettent de les déterminer. L’hydrogène en possède un, le carbone quatre, l’azote cinq, l’oxygène six et le chlore sept. Le total d’une molécule neutre est la somme des contributions de ses atomes. Pour un ion, une charge négative ajoute des électrons au total et une charge positive en retire.

Un doublet contient deux électrons. Un doublet liant est partagé entre deux atomes et se représente par un trait. Deux traits forment une liaison double, trois une liaison triple. Un doublet non liant appartient à un seul atome. Le schéma doit utiliser exactement le nombre d’électrons disponibles : ajouter des doublets pour obtenir un dessin familier sans vérifier le total peut créer une espèce différente de celle demandée.

Dans les cas simples étudiés, l’hydrogène recherche une couche à deux électrons, appelée duet. Les atomes comme C, N et O sont souvent entourés de huit électrons, selon la règle de l’octet. Pour vérifier cet entourage, un doublet liant compte autour de chacun des deux atomes, mais dans le bilan total de l’entité il n’est compté qu’une fois. Ces règles sont des repères pour les espèces du programme, pas une justification pour inventer des électrons.

Les domaines électroniques autour d’un atome central se repoussent et adoptent une disposition qui les éloigne. Une liaison simple, double ou triple compte comme un domaine pour cette analyse géométrique ; un doublet non liant compte également comme un domaine. La géométrie moléculaire décrit ensuite la position des atomes, sans confondre les doublets non liants avec des atomes supplémentaires. Un modèle moléculaire aide à distinguer le dessin sur la feuille et l’organisation dans l’espace.

CH₄ possède quatre liaisons autour du carbone et adopte une géométrie tétraédrique. NH₃ possède trois liaisons N–H et un doublet non liant sur N : les atomes forment une pyramide à base triangulaire. H₂O possède deux liaisons et deux doublets non liants : sa géométrie est coudée. Il serait faux de rendre la molécule d’eau linéaire simplement parce que l’on peut écrire H–O–H sur une ligne.

Pour les molécules diatomiques, la géométrie est nécessairement linéaire puisqu’il n’y a que deux atomes. Leurs liaisons diffèrent cependant. H₂ possède une liaison simple. O₂ possède une liaison double et deux doublets non liants sur chaque O. N₂ possède une liaison triple et un doublet non liant sur chaque N. HCl possède une liaison simple et trois doublets non liants sur Cl. Chacun de ces schémas se vérifie par le nombre total d’électrons.

Pour un ion polyatomique, on compte les électrons de tous les atomes puis on corrige le total avec la charge globale. La charge appartient à l’entité complète et s’écrit à l’extérieur de crochets. Elle ne doit pas être ajoutée à chaque atome. L’ion peut respecter les règles usuelles tout en portant une charge globale non nulle. La charge n’est donc pas un signal automatique d’octet incomplet.

L’ion H₃O⁺ possède 6 + 3 − 1 = 8 électrons de valence dans ce comptage. Trois liaisons O–H utilisent six électrons et un doublet non liant reste sur O ; la géométrie moléculaire est pyramidale. OH⁻ possède une liaison O–H et trois doublets non liants sur O. Les schémas des ions monoatomiques Cl⁻ et O²⁻ comportent chacun quatre doublets autour du symbole de l’élément, avec la charge globale indiquée.

Pour Na⁺, l’atome de sodium a perdu l’électron de sa couche externe initiale : la représentation usuelle de Lewis écrit le symbole entre crochets avec +, sans doublet sur cette couche devenue vide. Sa configuration électronique restante est celle du néon. H⁺ est un cas différent : il ne possède plus d’électron. Son entourage incomplet comporte une lacune électronique, représentable par une petite case vide. Une lacune désigne une place vacante, pas un électron oublié au hasard.

Lorsque deux atomes liés n’ont pas la même électronégativité, les électrons de la liaison sont davantage attirés vers le plus électronégatif. La liaison est polarisée. On indique une charge partielle δ− du côté qui attire davantage et δ+ de l’autre. Ce sont des charges partielles, pas la transformation automatique de la molécule en deux ions séparés. Pour les éléments principaux, l’électronégativité tend à augmenter vers la droite et vers le haut du tableau, avec les précautions usuelles pour les gaz nobles.

La polarité d’une molécule dépend ensuite de la géométrie. Les effets des liaisons polarisées peuvent se compenser ou laisser une séparation globale des charges. Dans CO₂ linéaire, les deux liaisons C=O identiques sont opposées : leurs effets se compensent et la molécule est apolaire. Dans H₂O coudée, les effets des deux liaisons O–H ne se compensent pas : la molécule est polaire. Une liaison polarisée ne suffit donc pas à rendre toute molécule polaire.

Une molécule diatomique composée de deux atomes identiques, comme H₂, O₂ ou N₂, n’a pas de différence d’électronégativité entre ses atomes et est apolaire. HCl est polaire car Cl attire davantage les électrons de l’unique liaison. Pour une molécule plus complexe, évite de conclure à partir d’une seule liaison. Il faut examiner leur disposition, et les symétries réelles de l’entité, à partir d’un schéma et de données d’électronégativité.

Le chapitre suivant utilisera ces structures pour expliquer les interactions entre entités et les choix de solvants. Le hub Exercices du site donne accès à l’espace S’entraîner.