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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 150 — #158
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CHAPITRE 3 – MODÈLE DE LEWIS DES MOLÉCULES ET DES IONS
Approche quantique
L’apparition de la mécanique quantique a permis une description plus précise de la liaison
chimique. Dans ce cadre, la liaison chimique peut être interprétée comme résultant de l’interaction entre orbitales atomiques d’énergies proches appartenant à des atomes voisins (les
orbitales atomiques qui décrivent le comportement des électrons de valence). Cette approche
est totalement en dehors du programme.
2.2 Électrons de valence des atomes des blocs s et p
Nous avons vu au chapitre 2 (Classification périodique des éléments) que les électrons de valence sont ceux des orbitales atomiques de plus grand nombre quantique principal n, et ceux
des sous-couches en cours de remplissage. Les atomes des blocs s et p ont une configuration
électronique [cœur] ns x np y , où [cœur] représente les électrons de cœur de l’atome (figure
3.1). Par conséquent, le nombre d’électrons de valence n V de cet atome est n V = x + y. Ainsi,
par exemple, le bore B ou l’aluminium Al possèdent n V = 3 électrons de valence, l’azote N,
le phosphore P ou l’arsenic As possèdent n V = 5 électrons de valence.
E
ns
np octet
électrons
de cœur
FIGURE 3.1 – Structure électronique des électrons de valence des gaz rares.
Les représentations de LEWIS concernent essentiellement les molécules constituées d’atomes
des blocs s et p de la classification périodique. Les tentatives de description par cette même
technique des molécules comportant des atomes des blocs d ou f ne permettent pas en général
de déduire de façon satisfaisante les propriétés chimiques ou physiques réellement observées.
Les métaux du bloc d nécessitent un modèle plus élaboré, comme celui des orbitales moléculaires, lequel dépasse le cadre de cet ouvrage. Les principes qui suivent dans ce chapitre
sont appliqués essentiellement à des molécules ne comportant que des atomes des blocs s et
p. Nous verrons cependant quelques cas de molécules faisant intervenir des atomes du bloc
d et nous montrerons les limitations de ces cas.
2.3 Octet des composés monoatomiques stables
Les composés monoatomiques stables sont nombreux dans la nature : par exemple l’argon
Ar, les ions chlorure Cl − , les ions sodium Na + , les ions calcium Ca 2+ . Les configurations
électroniques de ces atomes et ions sont :
• Ar (Z = 18) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Cl
– (Z = 17 et 1 électron supplémentaire) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Na + (Z = 11 moins 1 électron) : 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ca
2+ (Z = 20 moins 2 électrons) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .
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Approche quantique
L’apparition de la mécanique quantique a permis une description plus précise de la liaison
chimique. Dans ce cadre, la liaison chimique peut être interprétée comme résultant de l’interaction entre orbitales atomiques d’énergies proches appartenant à des atomes voisins (les
orbitales atomiques qui décrivent le comportement des électrons de valence). Cette approche
est totalement en dehors du programme.
2.2 Électrons de valence des atomes des blocs s et p
Nous avons vu au chapitre 2 (Classification périodique des éléments) que les électrons de valence sont ceux des orbitales atomiques de plus grand nombre quantique principal n, et ceux
des sous-couches en cours de remplissage. Les atomes des blocs s et p ont une configuration
électronique [cœur] ns x np y , où [cœur] représente les électrons de cœur de l’atome (figure
3.1). Par conséquent, le nombre d’électrons de valence n V de cet atome est n V = x + y. Ainsi,
par exemple, le bore B ou l’aluminium Al possèdent n V = 3 électrons de valence, l’azote N,
le phosphore P ou l’arsenic As possèdent n V = 5 électrons de valence.
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ns
np octet
électrons
de cœur
FIGURE 3.1 – Structure électronique des électrons de valence des gaz rares.
Les représentations de LEWIS concernent essentiellement les molécules constituées d’atomes
des blocs s et p de la classification périodique. Les tentatives de description par cette même
technique des molécules comportant des atomes des blocs d ou f ne permettent pas en général
de déduire de façon satisfaisante les propriétés chimiques ou physiques réellement observées.
Les métaux du bloc d nécessitent un modèle plus élaboré, comme celui des orbitales moléculaires, lequel dépasse le cadre de cet ouvrage. Les principes qui suivent dans ce chapitre
sont appliqués essentiellement à des molécules ne comportant que des atomes des blocs s et
p. Nous verrons cependant quelques cas de molécules faisant intervenir des atomes du bloc
d et nous montrerons les limitations de ces cas.
2.3 Octet des composés monoatomiques stables
Les composés monoatomiques stables sont nombreux dans la nature : par exemple l’argon
Ar, les ions chlorure Cl − , les ions sodium Na + , les ions calcium Ca 2+ . Les configurations
électroniques de ces atomes et ions sont :
• Ar (Z = 18) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Cl
– (Z = 17 et 1 électron supplémentaire) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;
• Na + (Z = 11 moins 1 électron) : 1s 2 2s 2 2p 6 ;
• Ca
2+ (Z = 20 moins 2 électrons) : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .
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