chap3-liaison_chimique_modele_de_lewis_1s

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1S Cours chimie
chap 3 : LA LIAISON CHIMIQUE selon le MODELE DE LEWIS
Gilbert Newton Lewis était un physicien et chimiste américain connu pour sa théorie du partage d'électrons
dans la liaison chimique, et pour sa théorie des acides et des bases. Il a expliqué plusieurs aspects de la valence
des éléments chimiques à l'aide des théories électroniques. En 1904, il proposa la règle de l'octet qui décrit la
tendance des atomes à s'entourer par huit (8) électrons de valence (électrons périphériques). En 1916, il
identifia la liaison covalente comme un partage d'électrons entre deux atomes. En 1923, il proposa une théorie
électronique des acides et des bases, selon laquelle les acides et les bases sont respectivement accepteur et
donneur d'une paire d'électrons.
Lewis
I. Introduction :
On rencontre rarement des atomes isolés (sauf gaz nobles ou à haute température). Les atomes ont tendance à s’associer pour
former des édifices polyatomiques (molécules, ions, cristaux ioniques ou sels…). Pourquoi et comment les atomes s’assemblent-
ils ? Dans quelles proportions ? Quelles sont les différentes possibilités d’assemblage ?
En utilisant le modèle quantique de l’atome, nous allons dans ce chapitre répondre à ces questions et préciser notamment la
notion de liaison chimique selon Lewis.
II. Etat de liaison de 2 atomes
Voici quelques extraits de l’excellent livre « cours de chimie physique » du professeur de chimie Paul Arnaud (éditions Dunod)

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Résumé en vidéos : (46s) http://www.youtube.com/watch?v=lKk_TUSEhTY
(3min33) http://www.youtube.com/watch?v=lJxq37Xr18k
III. Le modèle de LEWIS de la covalence
1. La couche de valence
Les e- de la couche de nombre n le plus grand (dans l’état
fondamental) jouent le rôle principal dans les réactions chimiques.
Ce sont eux en particulier qui participent à la formation des liaisons.
On appelle cette couche : couche externe ou périphérique ou couche
de ………………………….
Sa configuration est l’information la plus intéressante.
Ex : C (Z = 6)
Structure électronique normale 1s2 2s2 2p2
Structure électronique simplifiée (K) 2s2 2p2 ou (He) 2s2 2p2
Exo 1 : donner les structures électroniques normale et simplifiée du chlore : Cl (Z = 17).
2. Représentation de Lewis d’un atome
Elle représente la couche de valence d’un atome.
Le symbole de l´élément représente le noyau et les e- non externes, les e- périphériques célibataires sont représentés par
des …………………. , les doublets d’e- appariés par des …………………… et les cases quantiques vides par un
……………………………. vide.
Ex :  C  dans son état fondamental et  C  dans un autre état de valence (excité) où un des e- 2s a « sauté » en 2p.
Exo 2 : donner les représentations de Lewis de l’azote, du chlore, du néon, de l’aluminium, du lithium et du potassium.

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3. Formation d’une liaison covalente
Une liaison covalente est assurée par un …………………… d’ e- commun à deux atomes.
Ce doublet peut avoir 2 origines :
a) Covalence …………………………….. : chacun des 2 atomes fournit un e- célibataire de
sa couche de valence.
Ex : Cl2 Cl     Cl  Cl Cl
NH3 N  +  H  3  H N H
H
b) Covalence ……………………….. : l’un des 2 atomes (le donneur) fournit le doublet déjà constitué dans sa couche de
valence. L’autre (l’accepteur) reçoit ce doublet dans uns case vide de sa couche de valence.
Ex : H +
Cl -
H +
H N H
H
La flèche représente le
déplacement des 2 électrons du
doublet libre.
HCl H Cl
H
NH4+
H N (+)
H
H
N a en quelque sorte « perdu » 1
e- au cours de la liaison : on lui
attribue la charge formelle + 1
(entourée).
H+ a en quelque sorte « gagné »
1 e- au cours de la liaison : il ne
porte donc plus de charge.
Conclusion : une liaison covalente entre 2 atomes peut se former si les 2 atomes possèdent tous deux un e-
…………………………. ou si l’un possède un ……………..……………… disponible et l’autre une ………..…………….
(lacune électronique).
4. Rupture d’une liaison covalente
Au cours d’une rupture de liaison covalente (par exemple au cours d’une réaction), les atomes qui se séparent peuvent soit
conserver chacun l’un des e- du doublet commun (coupure ………………………….) soit l’un d’eux conserve la totalité du
doublet et l’autre se retrouve avec une lacune électronique (coupure ………………………………..).
Exo 3 : NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
Donner les représentations de Lewis des réactifs. Imaginer le mécanisme de cette réaction avec les flèches représentant les
déplacements d’électrons. En déduire les représentations de Lewis des produits.
Doublets de …………………… (liant)
Doublets …………….
(non liant)

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5. Notion de valence
La valence d’un atome est le nombre de liaisons covalentes simples dans lesquelles il peut être engagé (les liaisons
multiples comptent pour plusieurs liaisons simples).
Exo 4 : trouver au moins 2 atomes dont la structure électronique de la dernière sous-couche est différente dans chaque cas.
Valence
v =
Représentation de Lewis des atomes
Valence
v =
Représentation de Lewis des atomes
1
3
2
4
Barrer les mots inutiles : « Pour les liaisons covalentes symétriques / datives la valence correspond au nombre d’e-
libres / célibataires / appariés / avariés de l’atome soit au nombre de points / tirets dans sa représentation de
Lewis ».
Remarque importante : lorsque rien n’est précisé, on choisit les valences « habituelles » : v = 4 pour C, v = 3 pour N,
v = 2 pour O, et v = 1 pour les alcalins et halogènes (H, Cl…).
6. Liaisons multiples
Si 2 atomes mettent en commun plus d’un doublet électronique, ils peuvent former une liaison double ou triple.
Ex : O2 O : : O  O O 1 liaison double (et non 2 simples)
Exo 5 : former la liaison N2
7. Règles de stabilité ?
Exo 6 : a) Donner la configuration électronique de l’atome S (Z=16).
b) Donner la représentation de Lewis correspondant à son état fondamental.
c) Donner la représentation de Lewis de la molécule SF2.
d) Expliquer clairement l’existence des molécules SF4 et SF6 en considérant un autre état de valence pour S et donner ensuite la
représentation de Lewis de ces molécules.
Conclusion : les règles de stabilité vues dans les classes précédentes (duet et octet) ne sont
pas toujours vérifiées : chaque atome ne possède donc pas la configuration électronique du
gaz noble le plus proche !!
Par exemple la représentation de Lewis de la molécule d’acide sulfurique H2SO4 est (voir à
droite)
8. Représentation de Lewis d’une molécule ou d’un ion polyatomique
a) définition
La représentation de Lewis d’un édifice polyatomique (molécule ou ion) indique l’enchaînement des atomes et les e- de leur
couche de valence (e- périphériques) en distinguant les doublets libres ou non liant et liés ou liant (tirets sur les atomes ou
entre les atomes) des e- célibataires (points) et des lacunes électroniques (cases vides)…ouf !

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b) méthode d’établissement
1- Ordre d’enchaînement des atomes : les atomes dont la valence (v) est la + grande sont placés au milieu, les atomes
monovalent (v = 1) sont nécessairement aux extrémités..
Exo 7 : donner la représentation de Lewis de HClO et HCN.
2- Répartition des doublets d’ e- : Si x est le nombre total d’e- de valence (somme des e- périphériques (doublets et points) des
différents atomes en tenant compte des e- perdus ou gagnés responsables de la charge de l’ion) ; alors le nombre total de
doublets est x/2. La répartition entre doublets libres et doublets liants est faite de manière à respecter au maximum les règles de
stabilité (duet et octet)…mais ça ne marche pas toujours !
Exo 8 : calculer x et le nombre total de doublets puis donner 2 représentations de Lewis possibles pour CH3COOH (on prendra
v = 4 pour C).
3- Attribution des charges formelles : les atomes ne possédant pas leur valence habituelle possèdent une charge appelée charge
formelle (elle n’est pas toujours réelle). Cette charge est positive si la valence observée est plus grande que la valence
habituelle (l’atome a « perdu » 1 ou plusieurs e- au cours de la liaison ), et négative si la valence observée est plus petite que la
valence habituelle (l’atome a « gagné » 1 ou plusieurs e- au cours de la liaison ).
Ex : CO32- x = 1*4 (C) + 3*6 (O) +2 (charge ion) = 24 e- soit 12 doublets
La seule possibilité est :
Exo 9 : réécrire la représentation de Lewis de cet ion avec
les doublets libres et en entourant les charges formelles.
Exo 10 : donner les représentations de Lewis de l’ion hydronium H3O+ et de la molécule d’ozone O3 (qui n’est pas une
molécule cyclique).
4- Si plusieurs représentations de Lewis sont possibles, on choisit celle qui respecte les règles de stabilité pour le nombre
maximal d’atomes et / ou celle qui fait apparaître le moins de charges formelles possibles.
Exo 11 : donner 2 représentations de Lewis pour NH3O, une avec des charges formelles et une sans charges formelles.
v = 2 (OK)
v = 4 (OK)
v = 1 < 2 (donc 1 charge -)
v = 1 < 2 (donc 1 charge -)