642 Chapitre 24
Molécules et solvants
La caractéristique commune des éléments d’une même colonne est leur configuration électronique
de valence. Ainsi, les molécules formées dépendent de la configuration électronique de valence de X.
Gilbert Lewis décrit en 1916 la liaison chimique comme la mise en commun de deux électrons
de valence par les atomes formant la liaison. De cet appariement d’électrons, il résulte un
doublet d’électrons liant appelé doublet liant ou liaison covalente.
Définition : Théorie de Lewis et liaison covalente
Il existe des liaisons simples constituées d’un seul doublet liant, des liaisons doubles constituées de
deux doublets liants et enfin des liaisons triples constituées de trois doublets liants.
Pour décrire de manière approfondie la liaison covalente, il faut faire appel à la mécanique quantique, avec la notion de recouvrement d’orbitales atomiques et en définissant
des orbitales moléculaires. Le modèle de Lewis a l’avantage d’être simple et de constituer un outil pratique pour les molécules courantes, mais il ne peut décrire correctement
toutes les situations.
Pourquoi les éléments de la colonne 17 s’associent-ils à un atome d’hydrogène ?
ceux de la colonne 16 à deux ? ceux de la colonne 15 à trois ? ceux de la colonne 14 à
quatre ?
Les éléments de la famille des gaz nobles (colonne 18 du tableau périodique) sont très stables et
peu réactifs. Cette stabilité est due à la saturation de leur couche de valence (ns
2 np
6 ) à 8 électrons.
Les éléments de la colonne 17 ont une configuration électronique de valence en ns
2 np
5 . Il leur
manque donc un électron pour saturer leur couche de valence et auront tendance à former une
liaison avec un atome d’hydrogène pour gagner cet électron. Des raisonnements analogues peuvent
être réalisés pour les éléments des colonnes 14 à 16. L’ensemble est résumé ci-dessous :
Colonne
17
16
15
14
Configuration électronique de valence ns
2 np
5
ns
2 np
4
ns
2 np
3
ns
2 np
2
Nombre d’électrons manquants
1
2
3
4
Nombre de liaisons formées
1
2
3
4
Molécule
XH
XH 2
XH 3
XH 4
Nous pouvons en tirer une règle pour la formation des liaisons covalentes.
Les éléments tendent à former des édifices chimiques (molécules ou ions) dans lesquels ils sont
entourés de :
• 2 électrons (1 doublet) pour l’hydrogène,
• 8 électrons (4 doublets) pour les éléments des périodes n ≥ 2,
afin de saturer leur couche de valence et gagner en stabilité.
Définition : Règle du duet et de l’octet
Les doublets d’électrons entourant un atome peuvent être :
• liants, correspondant à des paires d’électrons formant des liaisons covalentes ;
• non liants, correspondant à des électrons appariés dans une orbitale atomique de l’atome.
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Molécules et solvants
La caractéristique commune des éléments d’une même colonne est leur configuration électronique
de valence. Ainsi, les molécules formées dépendent de la configuration électronique de valence de X.
Gilbert Lewis décrit en 1916 la liaison chimique comme la mise en commun de deux électrons
de valence par les atomes formant la liaison. De cet appariement d’électrons, il résulte un
doublet d’électrons liant appelé doublet liant ou liaison covalente.
Définition : Théorie de Lewis et liaison covalente
Il existe des liaisons simples constituées d’un seul doublet liant, des liaisons doubles constituées de
deux doublets liants et enfin des liaisons triples constituées de trois doublets liants.
Pour décrire de manière approfondie la liaison covalente, il faut faire appel à la mécanique quantique, avec la notion de recouvrement d’orbitales atomiques et en définissant
des orbitales moléculaires. Le modèle de Lewis a l’avantage d’être simple et de constituer un outil pratique pour les molécules courantes, mais il ne peut décrire correctement
toutes les situations.
Pourquoi les éléments de la colonne 17 s’associent-ils à un atome d’hydrogène ?
ceux de la colonne 16 à deux ? ceux de la colonne 15 à trois ? ceux de la colonne 14 à
quatre ?
Les éléments de la famille des gaz nobles (colonne 18 du tableau périodique) sont très stables et
peu réactifs. Cette stabilité est due à la saturation de leur couche de valence (ns
2 np
6 ) à 8 électrons.
Les éléments de la colonne 17 ont une configuration électronique de valence en ns
2 np
5 . Il leur
manque donc un électron pour saturer leur couche de valence et auront tendance à former une
liaison avec un atome d’hydrogène pour gagner cet électron. Des raisonnements analogues peuvent
être réalisés pour les éléments des colonnes 14 à 16. L’ensemble est résumé ci-dessous :
Colonne
17
16
15
14
Configuration électronique de valence ns
2 np
5
ns
2 np
4
ns
2 np
3
ns
2 np
2
Nombre d’électrons manquants
1
2
3
4
Nombre de liaisons formées
1
2
3
4
Molécule
XH
XH 2
XH 3
XH 4
Nous pouvons en tirer une règle pour la formation des liaisons covalentes.
Les éléments tendent à former des édifices chimiques (molécules ou ions) dans lesquels ils sont
entourés de :
• 2 électrons (1 doublet) pour l’hydrogène,
• 8 électrons (4 doublets) pour les éléments des périodes n ≥ 2,
afin de saturer leur couche de valence et gagner en stabilité.
Définition : Règle du duet et de l’octet
Les doublets d’électrons entourant un atome peuvent être :
• liants, correspondant à des paires d’électrons formant des liaisons covalentes ;
• non liants, correspondant à des électrons appariés dans une orbitale atomique de l’atome.
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