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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 154 — #162
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CHAPITRE 3 – MODÈLE DE LEWIS DES MOLÉCULES ET DES IONS
2.9 Liaisons multiples
Dans l’exemple précédent du dichlore, molécule diatomique, le nombre de paires de valence
est suffisant pour assurer la règle de l’octet pour chaque atome de chlore. En effet, chaque
atome doit être entouré de 4 paires de valence. Il faudrait donc 8 paires de valence pour
deux atomes. 6 sont non liantes, et 1 est partagée par deux atomes, donc est décomptée deux
fois (une fois pour chaque atome). Prenons maintenant l’exemple du diazote N 2 , possédant
P V = (5 × 2) ÷ 2 = 5 paires de valence à répartir. Une des paires d’électrons lie les deux
atomes d’azote. Il en reste 4 à répartir sur 2 atomes, ce qui est insuffisant pour assurer la
règle de l’octet pour les deux atomes d’azote.
Mais l’expérience montre que la liaison azote-azote est une liaison beaucoup plus difficile à
rompre qu’une liaison chlore-chlore. De ce fait, on peut envisager une représentation de LEWIS faisant apparaître plus d’une paire d’électrons liant deux atomes dans une molécule : on
parlera de liaison double (deux paires liantes) ou triple (trois paires liantes). Des exemples
sont donnés à la figure 3.4.
N N
C
O
H
H
b)
a)
FIGURE 3.4 – Représentations de LEWIS des molécules a) de diazote N 2 et b) de méthanal
HCHO, faisant apparaître des liaisons multiples.
Par exemple, le diazote N 2 possède P V =
2 × 5
2
= 5 paires de valence. Afin que chaque atome
d’azote respecte la règle de l’octet, 3 paires doivent être partagées par les deux atomes. La
liaison azote-azote dans la molécule de diazote est qualifiée de liaison triple.
L’indice de liaison d’une liaison chimique entre deux atomes est définie en théorie de LEWIS comme le nombre de paires d’électrons mis en commun pour assurer la liaison entre les
atomes. La théorie de LEWIS permet ainsi de corréler l’indice de liaison à des critères géométriques et énergétiques. Lorsque l’indice de liaison augmente entre deux atomes, la distance
interatomique diminue et l’énergie de liaison augmente. Cette évolution est constatée pour
les liaisons NN et CC (voir tableaux 3.2). La table 3.4 résume l’ensemble des données :
H 3 C–CH 3
H 2 C = CH 2
H−C ≡ C−H
d / pm
154
134
120
D / kJ·mol −1
346
602
835
H 2 N–NH 2 H−N = N−H
N ≡ N
d / pm
145
125
110
D / kJ·mol −1
167
418
942
TABLE 3.4 – Distances interatomiques et énergies de liaison
154
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CHAPITRE 3 – MODÈLE DE LEWIS DES MOLÉCULES ET DES IONS
2.9 Liaisons multiples
Dans l’exemple précédent du dichlore, molécule diatomique, le nombre de paires de valence
est suffisant pour assurer la règle de l’octet pour chaque atome de chlore. En effet, chaque
atome doit être entouré de 4 paires de valence. Il faudrait donc 8 paires de valence pour
deux atomes. 6 sont non liantes, et 1 est partagée par deux atomes, donc est décomptée deux
fois (une fois pour chaque atome). Prenons maintenant l’exemple du diazote N 2 , possédant
P V = (5 × 2) ÷ 2 = 5 paires de valence à répartir. Une des paires d’électrons lie les deux
atomes d’azote. Il en reste 4 à répartir sur 2 atomes, ce qui est insuffisant pour assurer la
règle de l’octet pour les deux atomes d’azote.
Mais l’expérience montre que la liaison azote-azote est une liaison beaucoup plus difficile à
rompre qu’une liaison chlore-chlore. De ce fait, on peut envisager une représentation de LEWIS faisant apparaître plus d’une paire d’électrons liant deux atomes dans une molécule : on
parlera de liaison double (deux paires liantes) ou triple (trois paires liantes). Des exemples
sont donnés à la figure 3.4.
N N
C
O
H
H
b)
a)
FIGURE 3.4 – Représentations de LEWIS des molécules a) de diazote N 2 et b) de méthanal
HCHO, faisant apparaître des liaisons multiples.
Par exemple, le diazote N 2 possède P V =
2 × 5
2
= 5 paires de valence. Afin que chaque atome
d’azote respecte la règle de l’octet, 3 paires doivent être partagées par les deux atomes. La
liaison azote-azote dans la molécule de diazote est qualifiée de liaison triple.
L’indice de liaison d’une liaison chimique entre deux atomes est définie en théorie de LEWIS comme le nombre de paires d’électrons mis en commun pour assurer la liaison entre les
atomes. La théorie de LEWIS permet ainsi de corréler l’indice de liaison à des critères géométriques et énergétiques. Lorsque l’indice de liaison augmente entre deux atomes, la distance
interatomique diminue et l’énergie de liaison augmente. Cette évolution est constatée pour
les liaisons NN et CC (voir tableaux 3.2). La table 3.4 résume l’ensemble des données :
H 3 C–CH 3
H 2 C = CH 2
H−C ≡ C−H
d / pm
154
134
120
D / kJ·mol −1
346
602
835
H 2 N–NH 2 H−N = N−H
N ≡ N
d / pm
145
125
110
D / kJ·mol −1
167
418
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TABLE 3.4 – Distances interatomiques et énergies de liaison
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