Dynamique

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  • Publié le : 7 décembre 2010
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Nous nous proposons ici d'étudier une première approche de la molécule n'utilisant pas la mécanique quantique. Celle-ci permet de répondre rapidement à deux questions concernant d'une part l'agencement des atomes les uns par rapport aux autres (structure développée plane), et d'autre part la géométrie de la molécule (agencement spatial des atomes).

Les atomes d'une molécule vont s'associer enmettant en commun des électrons de façon à former des doublets afin que chaque atome tende vers la configuration électronique du gaz rare voisin.1 Ces électrons sont les électrons liants qui, attirés par les deux noyaux et localisés principalement entre eux, sont responsables de la stabilité de la molécule. Ils constituent la liaison covalente. Seuls les électrons de valence2 sont impliqués dansla formation de liaison covalente. Prenons par exemple l'atome d'hydrogène (H, 1s1) : le gaz noble voisin est l'hélium (He, 1s2), deux atomes H, par mise en commun de 2 électrons, vont constituer une molécule H2 :
H H H H

Prenons maintenant l'atome de fluor (F, 2s2 2p5) : il manque un électron à F pour atteindre la configuration du néon (Ne, 2s2 2p6), gaz rare voisin. Dans la molécule de H-F,la mise en commun d'un électron de H et d'un électron de F permet à chacun des deux atomes d'acquérir la structure électronique du gaz noble correspondant.
H F H F

Dans cette molécule, F est entouré par 4 doublets : 1 doublet liant et 3 non liants.

1

Les gaz rares de configuration ns2 np6 ont leur couche de valence entièrement remplie. Ces éléments sont donc particulièrement stables etexistent "non associés" à l'état gazeux. 2 Les électrons de valence sont les électrons des couches périphériques (contrairement aux électrons de cœur). 1

L'atome d'oxygène (O, 2s2 2p4) doit mettre en commun deux électrons avec un autre atome pour atteindre la configuration électronique du gaz rare voisin. Ainsi, la molécule de dioxygène O2 a la structure de Lewis suivante :
O O O O

Danscette molécule, chaque oxygène possède, comme le néon Ne, 4 doublets d'électrons autour de lui : deux doublets liants et deux non liants.

Excepté l'hélium (He, 1s2) dont la couche de valence ne possède qu'un doublet, les gaz nobles présentent une configuration de type ns2 np6. Ils possèdent 8 électrons de valence constituant un octet. Dans une molécule ou un ion, les atomes s'associent de façon àce que chacun d'entre eux soit entouré d'un octet d'électrons (quatre doublets, liants ou non liants ) au maximum. Un atome peut donc former autant de liaisons covalentes que nécessaires pour s'entourer de 8 électrons. Ainsi, le fluor qui possède 7 électrons de valence va chercher à engager une liaison pour atteindre la structure du néon Ne voisin. De même, le carbone (C, 2s2 2p2) qui possède 4électrons de valence peut engager jusqu'à 4 liaisons. Mais attention, un atome de la deuxième ligne ne peut engager au maximum que 4 liaisons pour des raisons stériques. Par conséquent, la règle de l'octet est en défaut concernant des atomes comme le lithium (Li, 2s1), le béryllium (Be, 2s2) ou le bore (B, 2s2 2p1). Le bore ne possède que trois électrons de valence, mais il ne peut former que 3liaisons covalentes avec des atomes de fluor par exemple. Ainsi, dans la molécule BF3 :
F B F F F B F F

Le fluor satisfait à la règle de l'octet (chaque F compte 4 doublets autour de lui : 1 liant et 3 non liants) mais le B ne compte que 3 doublets autour de lui, soit 6 électrons. Le B présente une lacune électronique (doublet manquant) que l'on symbolise par un petit rectangle.

2

!

"Une liaison entre deux atomes peut résulter : soit de la mise en commun par chaque atome d'un électron. Chaque atome fournit 1 électron pour former le doublet liant (voir les exemples précédents). soit de la mise en commun d'un doublet d'électrons d'un atome vers un autre atome possèdant une lacune électronique. Une telle liaison fait apparaître des charges formelles. Pour former l'ion H3O+, il...
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