Pourquoi les atomes se lient-ils ? La règle de l'octet
Les gaz nobles comme le néon et l'argon réagissent très peu. Leur couche externe a 8 électrons (l'hélium en a 2). En 1916, Kossel et Lewis ont expliqué que les autres atomes se lient pour atteindre la même configuration stable. C'est la règle de l'octet : les atomes perdent, gagnent ou partagent des électrons jusqu'à en avoir 8 sur la couche externe.
Les électrons de la couche externe s'appellent les électrons de valence. Seuls eux participent aux liaisons.
Limites de la règle de l'octet
- Octet incomplet : l'atome central a moins de 8 électrons. Exemples : LiCl, BeH₂, BCl₃ (B n'en a que 6).
- Molécules à nombre impair d'électrons : NO et NO₂ ont un nombre impair d'électrons, donc un atome ne peut pas atteindre 8.
- Octet étendu : les atomes de la période 3 et au-delà peuvent utiliser des orbitales d et avoir plus de 8 électrons. Exemples : PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (S en a 12).
- Elle n'explique pas la forme des molécules ni l'énergie des liaisons.
- Certains gaz nobles réagissent (XeF₂, XeF₄, KrF₂), donc « 8 = ne réagit pas » n'est pas tout à fait vrai.
Symboles de Lewis et schémas de Lewis
Un symbole de Lewis est le symbole de l'élément entouré de ses électrons de valence sous forme de points : Na a 1 point, C en a 4, N en a 5, O en a 6, Cl en a 7.
Un schéma de Lewis montre comment une molécule partage ses électrons. Une paire partagée se dessine par un trait (liaison simple). Deux paires partagées = liaison double. Trois = liaison triple. Les paires non partagées sont des doublets non liants.
Comment le dessiner (5 étapes)
- Additionne tous les électrons de valence. Ajoute-en un pour chaque charge négative ; retire-en un pour chaque charge positive.
- Choisis l'atome central : en général le moins électronégatif (jamais H).
- Relie chaque atome extérieur au centre par une liaison simple (2 électrons chacune).
- Place les électrons restants en doublets non liants d'abord sur les atomes extérieurs, puis sur le centre.
- Si le centre n'a toujours pas 8 électrons, transforme un doublet non liant d'un atome extérieur en liaison double ou triple.
Exemple CO₂ : 4 + 6 + 6 = 16 électrons. O=C=O avec deux doublets non liants sur chaque O. Chaque atome a 8.
La charge formelle
Parfois plusieurs schémas de Lewis sont possibles. La charge formelle aide à choisir le meilleur. C'est la charge qu'aurait un atome si chaque paire partagée était coupée en deux parts égales.
Charge formelle = V − L − B/2, où V = électrons de valence de l'atome libre, L = électrons des doublets non liants de cet atome, B = électrons des liaisons autour de cet atome.
Règles : le meilleur schéma a les plus petites charges formelles ; une charge formelle négative doit se trouver sur l'atome le plus électronégatif ; la somme des charges formelles doit être égale à la charge de la molécule ou de l'ion.
La charge formelle n'est qu'un outil de comptage. Ce n'est pas la vraie charge de l'atome.
Liaison ionique et énergie réticulaire
Une liaison ionique (électrovalente) se forme quand un atome de métal donne des électrons à un atome de non-métal et que les ions s'attirent. Elle se forme facilement quand :
- le métal a une faible enthalpie d'ionisation (il perd facilement des électrons), et
- le non-métal a une enthalpie d'attachement électronique très négative (il prend facilement des électrons).
Former Na⁺ à partir de Na coûte en réalité de l'énergie (+496 kJ mol⁻¹), et Cl → Cl⁻ ne rend que 349 kJ mol⁻¹. Alors pourquoi NaCl se forme-t-il ? Parce que l'empilement des ions en cristal libère énormément d'énergie.
L'énergie réticulaire (enthalpie réticulaire) est l'énergie nécessaire pour séparer complètement 1 mol d'un solide ionique en ses ions gazeux. Pour NaCl elle vaut +788 kJ mol⁻¹. Plus elle est grande, plus le solide est stable. Elle est plus grande quand les ions sont petits et très chargés : MgO (≈ 3890) est bien au-dessus de NaCl (788).
Électrovalence
Le nombre d'électrons qu'un atome donne ou prend est son électrovalence : Na = 1, Mg = 2, O = 2, Cl = 1.
À toi : construis des ions avec des pièces
Dessine un grand cercle pour Na avec 1 pièce sur son bord et un cercle pour Cl avec 7 pièces. Déplace la pièce de Na vers Cl. Compte : Cl en a maintenant 8. Essaie ensuite Mg (2 pièces) avec deux cercles Cl : chaque Cl prend 1 pièce, donc la formule est MgCl₂. Vérifie ta réponse dans l'étape de jeu libre en 3D.
Formules et définitions clés
- Charge formelle = V − L − B/2
- Électrons pour un schéma de Lewis = Σ e⁻ de valence − (charge positive) + (charge négative)
- Énergie réticulaire : MX(s) → M⁺(g) + X⁻(g), ΔH = + (énergie nécessaire)
- L'énergie réticulaire augmente avec la charge des ions et diminue avec leur taille
- Octet = 8 électrons externes (duet = 2 pour H, Li, ions Be)
Exemples résolus
1. Écris les symboles de Lewis de N, O et Cl et dis combien d'électrons chacun doit gagner pour avoir un octet.
Étape 1 : N a 5 électrons de valence, O en a 6, Cl en a 7. Étape 2 : Besoin = 8 − valence : N a besoin de 3, O de 2, Cl de 1. Réponse : N (5 points, besoin de 3), O (6 points, besoin de 2), Cl (7 points, besoin de 1).
2. Dessine le schéma de Lewis de H₂O.
Étape 1 : Électrons = 1 + 1 + 6 = 8. Étape 2 : O est central. Deux liaisons O–H utilisent 4 électrons. Étape 3 : Il en reste 4 → 2 doublets non liants sur O. Étape 4 : O a 2 liaisons + 2 doublets non liants = 8. Chaque H en a 2. Réponse : H–O–H avec deux doublets non liants sur O.
3. Dessine le schéma de Lewis de l'ion nitrate NO₃⁻ et trouve le nombre total d'électrons.
Étape 1 : 5 + 3 × 6 + 1 = 24 électrons. Étape 2 : N central avec trois liaisons simples N–O (6 utilisés), il en reste 18. Étape 3 : Donne trois doublets non liants à chaque O (18 utilisés). N n'en a que 6. Étape 4 : Transforme un doublet non liant d'un O en liaison double : une N=O et deux N–O. Réponse : 24 électrons ; une N=O, deux N–O⁻ (trois formes mésomères équivalentes).
4. Trouve la charge formelle de chaque atome de O₃ (O=O–O).
Étape 1 : O de gauche (liaison double) : V = 6, L = 4, B = 4 → 6 − 4 − 2 = 0. Étape 2 : O du milieu : V = 6, L = 2, B = 6 → 6 − 2 − 3 = +1. Étape 3 : O de droite (liaison simple) : V = 6, L = 6, B = 2 → 6 − 6 − 1 = −1. Étape 4 : Vérification : 0 + 1 − 1 = 0 = charge de O₃. ✓
5. Trouve la charge formelle de N dans NH₄⁺.
Étape 1 : N a V = 5. Étape 2 : Aucun doublet non liant, L = 0. Quatre liaisons N–H, B = 8. Étape 3 : CF = 5 − 0 − 8/2 = +1. Étape 4 : Chaque H : 1 − 0 − 1 = 0. Total = +1 = charge de l'ion. ✓
6. Quel schéma de Lewis de CO₂ est le meilleur : O=C=O ou O≡C–O ? Utilise la charge formelle.
Étape 1 : O=C=O : chaque O : 6 − 4 − 2 = 0 ; C : 4 − 0 − 4 = 0. Tout vaut zéro. Étape 2 : O≡C–O : O à liaison triple : 6 − 2 − 3 = +1 ; C : 0 ; O à liaison simple : 6 − 6 − 1 = −1. Étape 3 : Les plus petites charges formelles gagnent. Réponse : O=C=O est le meilleur schéma.
7. Range NaCl, MgO et KCl par énergie réticulaire croissante et explique.
Étape 1 : MgO a des ions de charge 2+ et 2− ; les autres ont 1+ et 1−. Charge plus grande → énergie réticulaire beaucoup plus grande. Étape 2 : K⁺ est plus gros que Na⁺. Ion plus gros → ions plus éloignés → énergie réticulaire plus petite. Réponse : KCl (717) < NaCl (788) < MgO (≈ 3890 kJ mol⁻¹).
Erreurs fréquentes
- Oublier d'ajouter ou de retirer des électrons pour la charge d'un ion quand on compte les électrons d'un schéma de Lewis.
- Croire que la charge formelle est la vraie charge de l'atome. Ce n'est qu'un outil de comptage ; les vraies charges viennent de l'électronégativité.
- Dire que NaCl se forme parce que Na → Na⁺ libère de l'énergie. En réalité cela coûte de l'énergie ; c'est l'énergie réticulaire qui rend l'ensemble favorable.
- Mettre H comme atome central. H ne peut former qu'une seule liaison, donc il est toujours à l'extérieur.