Physique-Chimie (Spé) — Constitution de la matière
Structure électronique et liaisons
Configuration, couches, liaison covalente, molécules
Résumé synthétiqueFiche en 5 sectionsQuiz de 11 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Toute la chimie de la matière tient dans un mot : les **électrons**. Autour du noyau, ils se rangent sur des **couches** ($\mathrm{K}$, $\mathrm{L}$, $\mathrm{M}$…), et seuls ceux de la **couche externe** — les **électrons de valence** — décident de la réactivité d'un atome. Le fil conducteur du chapitre est la **règle de l'octet** : chaque atome cherche à s'entourer de $8$ électrons (ou $2$ pour la couche $\mathrm{K}$, règle du **duet**) pour imiter la stabilité des gaz nobles. Pour y parvenir, les atomes **partagent** des électrons : c'est la **liaison covalente**, un doublet d'électrons mis en commun. Le **modèle de Lewis** dessine ces doublets — liants (traits) et non liants (paires de points) — et permet de prévoir, grâce à la **théorie VSEPR** (les doublets se repoussent), la **géométrie** des molécules : $\mathrm{CH_4}$ tétraédrique ($109{,}5^\circ$), $\mathrm{NH_3}$ pyramidale ($107^\circ$), $\mathrm{H_2O}$ coudée ($104{,}5^\circ$), $\mathrm{CO_2}$ linéaire ($180^\circ$). Enfin, quand deux atomes liés n'attirent pas les électrons de la même façon, la liaison devient **polarisée** ($\delta^+$ d'un côté, $\delta^-$ de l'autre) : c'est l'origine des propriétés de l'eau et de la chimie du vivant.
Les électrons d'un atome ne sont pas en vrac : ils se rangent sur des **couches** notées $\mathrm{K}$, $\mathrm{L}$, $\mathrm{M}$, en commençant par la plus proche du noyau. Chaque couche a une **capacité maximale**. Écrire la **configuration électronique**, c'est remplir ces couches une par une jusqu'à placer les $Z$ électrons de l'atome. Les derniers placés, sur la couche externe, sont les plus importants : ce sont eux qui réagissent.
- **Capacités :** couche $\mathrm{K}$ : $2$ électrons au maximum ; couche $\mathrm{L}$ : $8$ au maximum ; couche $\mathrm{M}$ : $8$ au maximum (en Première).
- **Remplissage** de l'intérieur vers l'extérieur : on remplit $\mathrm{K}$, **puis** $\mathrm{L}$, **puis** $\mathrm{M}$.
- **Exemples :** $\mathrm{H}$ ($Z = 1$) : $\mathrm{K}^1$ ; $\mathrm{He}$ ($Z = 2$) : $\mathrm{K}^2$ ; $\mathrm{C}$ ($Z = 6$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^4$ ; $\mathrm{N}$ ($Z = 7$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^5$ ; $\mathrm{O}$ ($Z = 8$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^6$ ; $\mathrm{Na}$ ($Z = 11$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^8\mathrm{M}^1$.
- **Électrons de valence** = électrons de la **couche externe** (la dernière occupée). Ils déterminent la réactivité chimique.
- **Règle de l'octet :** les atomes tendent vers $8$ électrons sur leur couche externe (stabilité des gaz nobles).
- **Règle du duet :** $\mathrm{H}$ et $\mathrm{He}$ tendent vers $2$ électrons (configuration de l'hélium).
- **Nombre de liaisons covalentes** $\approx 8 - (\text{électrons de valence})$ : $\mathrm{C} \to 4$, $\mathrm{N} \to 3$, $\mathrm{O} \to 2$, $\mathrm{H} \to 1$.
Exemple
Configuration du **sodium** $\mathrm{Na}$ ($Z = 11$) : on place $11$ électrons. $\mathrm{K}$ se remplit ($2$), puis $\mathrm{L}$ ($8$), il reste $1$ électron pour $\mathrm{M}$. D'où $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^8\mathrm{M}^1$ : **un seul** électron de valence, que le sodium cède facilement pour devenir l'ion $\mathrm{Na}^+$.
Piège à éviter
Ne confonds pas la couche $\mathrm{K}$ ($2$ électrons au maximum) et la couche $\mathrm{L}$ ($8$ au maximum) : l'hydrogène a son unique électron sur $\mathrm{K}$, **pas** sur $\mathrm{L}$. Et $Z$ (numéro atomique) compte les électrons d'un atome **neutre**.
Pour atteindre l'octet, deux atomes peuvent **mettre en commun** des électrons plutôt que de se les arracher : c'est la **liaison covalente**. Chaque atome apporte (en général) un électron, et le **doublet** ainsi formé « compte » pour les deux. C'est le ciment de toutes les molécules.
- **Définition :** mise en commun de $2$ électrons entre $2$ atomes $\rightarrow$ un **doublet liant**.
- **Liaison simple :** $1$ doublet liant, noté d'un trait. Exemples : $\mathrm{H{-}H}$, $\mathrm{H{-}Cl}$.
- **Liaison double :** $2$ doublets liants, notés $=$. Exemples : $\mathrm{O{=}O}$ dans $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{C{=}O}$ dans $\mathrm{CO_2}$.
- **Liaison triple :** $3$ doublets liants, notés $\equiv$. Exemple : $\mathrm{N{\equiv}N}$ dans le diazote $\mathrm{N_2}$.
- **Nombre de liaisons formées :** $\mathrm{C} \to 4$, $\mathrm{N} \to 3$, $\mathrm{O} \to 2$, $\mathrm{H} \to 1$, halogènes ($\mathrm{F}$, $\mathrm{Cl}$, $\mathrm{Br}$, $\mathrm{I}$) $\to 1$.
- **Doublets non liants :** paires d'électrons restées sur un atome, qui ne lient pas mais **influencent la géométrie**.
Exemple
Le diazote $\mathrm{N_2}$ : chaque azote ($\mathrm{K}^2\mathrm{L}^5$) possède $5$ électrons de valence et lui en manque $3$. Les deux atomes partagent **trois** doublets $\rightarrow$ une **triple liaison** $\mathrm{N{\equiv}N}$. Chaque azote complète ainsi son octet, plus un doublet non liant qui reste sur chacun.
Piège à éviter
Une liaison covalente est un **partage** d'électrons, jamais un transfert : c'est ce qui la distingue de la liaison **ionique** (où un atome cède réellement un électron à l'autre, comme dans $\mathrm{Na^+Cl^-}$).
Le **schéma de Lewis** est la « carte d'identité » d'une molécule : il représente tous les électrons de valence sous forme de **doublets**. Les doublets **liants** sont des traits entre atomes, les doublets **non liants** des paires de points posées sur un atome. Bien construit, il vérifie que chaque atome respecte sa règle (octet ou duet).
- Un **trait** ($-$) = un **doublet liant** ($2$ électrons partagés).
- Une **paire de points** = un **doublet non liant** porté par un atome.
- **Méthode :** 1) compter les électrons de valence de chaque atome ; 2) former les liaisons pour satisfaire l'octet (ou le duet) ; 3) distribuer les doublets non liants restants.
- $\mathrm{H_2O}$ : $\mathrm{O}$ central, $2$ liaisons $\mathrm{O{-}H}$ et $2$ doublets non liants sur $\mathrm{O}$.
- $\mathrm{NH_3}$ : $\mathrm{N}$ central, $3$ liaisons $\mathrm{N{-}H}$ et $1$ doublet non liant sur $\mathrm{N}$.
- $\mathrm{CO_2}$ : $\mathrm{O{=}C{=}O}$, et $2$ doublets non liants sur chaque oxygène.
- $\mathrm{CH_4}$ : $\mathrm{C}$ central, $4$ liaisons $\mathrm{C{-}H}$, **aucun** doublet non liant sur $\mathrm{C}$.
Exemple
Schéma de l'eau $\mathrm{H_2O}$ : l'oxygène ($6$ électrons de valence) forme $2$ liaisons avec les $2$ hydrogènes (il gagne $2$ électrons partagés $\rightarrow$ octet atteint) et conserve $2$ doublets non liants. Les hydrogènes, eux, atteignent leur duet. Bilan : $2$ traits $\mathrm{O{-}H}$ et $2$ paires de points sur $\mathrm{O}$.
Piège à éviter
N'oublie jamais les **doublets non liants** : un schéma de Lewis où $\mathrm{O}$ ou $\mathrm{N}$ n'aurait que ses traits de liaison est **incomplet**, et tu ne pourras pas prévoir correctement la géométrie de la molécule.
La forme dans l'espace d'une molécule n'est pas due au hasard : les **doublets** (liants comme non liants) portent des charges négatives et se **repoussent**. Ils s'écartent donc au maximum les uns des autres. C'est la **théorie VSEPR**, qui prédit les angles à partir du seul schéma de Lewis.
- **Principe :** les doublets (liants **et** non liants) s'écartent le plus possible autour de l'atome central.
- $\mathrm{CH_4}$ ($4$ doublets liants, $0$ non liant) : **tétraédrique**, angle $\mathrm{H{-}C{-}H} = 109{,}5^\circ$.
- $\mathrm{NH_3}$ ($3$ liants, $1$ non liant) : **pyramidale** à base triangulaire, angle $\mathrm{H{-}N{-}H} \approx 107^\circ$.
- $\mathrm{H_2O}$ ($2$ liants, $2$ non liants) : **coudée** (angulaire), angle $\mathrm{H{-}O{-}H} \approx 104{,}5^\circ$.
- $\mathrm{CO_2}$ ($2$ doubles liaisons, $0$ non liant sur $\mathrm{C}$) : **linéaire**, angle $\mathrm{O{-}C{-}O} = 180^\circ$.
- Un doublet **non liant** occupe **plus de place** qu'un doublet liant : il comprime les autres angles.
Exemple
Pourquoi l'eau est-elle « coudée » et non « linéaire » ? L'oxygène porte $4$ doublets : $2$ liants et $2$ non liants. Les $4$ se repoussent comme dans un tétraèdre, mais les $2$ doublets non liants, plus encombrants, rapprochent les liaisons $\mathrm{O{-}H}$ : l'angle tombe de $109{,}5^\circ$ à environ $104{,}5^\circ$.
Piège à éviter
La géométrie se lit autour de l'**atome central** et dépend de **tous** ses doublets, pas seulement des liaisons. Oublier les doublets non liants de $\mathrm{H_2O}$ conduirait à la croire linéaire — ce qui est faux.
Dans une liaison covalente, le doublet partagé n'est pas toujours équitablement réparti. Si l'un des deux atomes attire **plus fortement** les électrons — on dit qu'il est plus **électronégatif** — la liaison devient **polarisée** : une extrémité prend une charge partielle négative $\delta^-$, l'autre une charge partielle positive $\delta^+$.
- **Électronégativité :** tendance d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison. Elle **augmente** vers la droite et vers le haut du tableau périodique.
- **Atomes très électronégatifs :** $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{N}$, $\mathrm{Cl}$ — ils tirent le doublet à eux.
- **Liaison polarisée :** entre deux atomes d'électronégativités différentes. Exemple : $\mathrm{O}^{\delta-}{-}\mathrm{H}^{\delta+}$.
- **Liaison non polarisée :** entre deux atomes **identiques** (même électronégativité), comme $\mathrm{H{-}H}$ ou $\mathrm{Cl{-}Cl}$.
- Une molécule peut porter des liaisons polarisées et être **globalement polaire** ($\mathrm{H_2O}$) ou non si les polarités se compensent par symétrie ($\mathrm{CO_2}$).
Exemple
Dans la liaison $\mathrm{O{-}H}$ de l'eau, l'oxygène est bien plus électronégatif que l'hydrogène : il attire le doublet liant. L'oxygène porte donc une charge partielle $\delta^-$ et l'hydrogène une charge $\delta^+$. Comme la molécule est **coudée**, ces polarités ne se compensent pas : $\mathrm{H_2O}$ est une molécule **polaire**, ce qui explique son rôle de solvant.
Piège à éviter
Polarisé ne veut pas dire ionique : dans une liaison polarisée, les électrons restent **partagés** (charges **partielles** $\delta^+$ / $\delta^-$), alors qu'une liaison ionique correspond à un transfert complet (charges **entières** $+$ / $-$).
Quiz - Structure et liaisons
11 questions
Notions clés — Physique-Chimie (Spé)
Articles utiles
Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Structure électronique et liaisons, extraits du quiz de révision.
Combien de liaisons covalentes le carbone forme-t-il ?
Réponse :
$4$
Le carbone ($Z = 6$) a pour configuration $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^4$ : $4$ électrons de valence, donc $4$ liaisons covalentes pour compléter son octet ($8 - 4 = 4$).
La règle de l'octet concerne :
Réponse :
La couche externe ($8$ électrons)
La règle de l'octet vise à obtenir $8$ électrons sur la **couche externe** (de valence), pour imiter la stabilité des gaz nobles.
Une liaison covalente correspond à :
Réponse :
Un partage de $2$ électrons
La liaison covalente est la **mise en commun** (partage) de $2$ électrons entre deux atomes, formant un doublet liant. Le transfert, lui, caractérise la liaison ionique.
Combien de liaisons covalentes l'oxygène forme-t-il ?
Réponse :
$2$
$\mathrm{O}$ ($Z = 8$) : $\mathrm{K}^2\mathrm{L}^6$, soit $6$ électrons de valence. Il lui en manque $2$ pour l'octet, d'où $2$ liaisons covalentes.