Liaison chimique LEWIS

• Sans apport d'énergie, les deux atomes se bloqueront dans une position particulière.
• Le mouvement des deux atomes liés nécessite de l'énergie.
• À température ambiante et pression atmosphérique, seuls quelques gaz rares existent sous la forme d’atome isolé.
• Le plus souvent, les atomes s’associent entre eux pour former des molécules ou des assemblages d’atomes ou d’ions.
• Dans tout corps simple (gazeux, liquide, solide) ou composé, on retrouve des liaisons chimiques entre les différents atomes.
• Les liaisons chimiques assurent la stabilité de la molécule ou de l’assemblage considéré.
• On distingue plusieurs types de liaisons chimiques, en fonction de la nature des atomes impliqués, mais quel que soit le type de liaison formée : ce sont les électrons de la couche de valence qui sont responsables de leur formation.
• La liaison covalente est présente dans les composés moléculaires.
• La liaison covalente résulte de la mise en commun d’un doublet d’électrons entre deux atomes.
• Les électrons impliqués dans la liaison proviennent de la couche de valence des atomes qu’elle lie.
• Les atomes adoptent souvent la configuration du gaz rare qui les suit dans la liaison covalente.
• La liaison covalente s’établit entre éléments appartenant à une même zone de la classification périodique puisque leur électronégativité ne doit pas être trop différente pour partager leurs électrons (sinon il y aurait transfert total).
• Attention, chaque élément doit posséder au moins la moitié des électrons du gaz rare qui le suit (1 pour l’hydrogène, 4 pour les autres éléments).
• La couche de valence est la couche la plus externe de la structure électronique de l’atome, celle dont le nombre quantique n est le plus grand.
• La liaison ionique est un transfert intégral d’électrons d’un élément à l’autre.
• L’atome A cède un électron de valence à l’atome B.
• La liaison ionique se forme entre des éléments d’électronégativités très différentes.
• Dans le modèle de Lewis, les liaisons de covalence sont pures : les deux atomes apportent chacun un électron célibataire de leur couche de valence.
• Le doublet formé appartient aux deux atomes, il y a donc une mise en commun partagée des électrons.
• La structure de Lewis est établie à partir de la représentation de Lewis des atomes et de la représentation des cases quantiques et leur couche externe.
• Lors de la formation d’une liaison, chaque atome tend à saturer sa couche électronique externe de façon à acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche.
• L’hydrogène possède 2 électrons (duet) sur sa couche de valence.
• Certains atomes possèdent 8 électrons (octet) sur leur couche de valence.
• Les orbitales moléculaires de type σ ont un recouvrement et une fusion d’OA selon un axe commun (ou recouvrement axial).
• La liaison dative est une liaison strictement covalente.
• Le pentachlorure de phosphore (PCl5) n’est pas un exemple de molécule où la règle de l’octet est vérifiée.
• La molécule A-B contient (n+m) OM.
• L’état de valence de l’atome central est nécessaire pour expliquer la formation d’une molécule.
• Les liaisons multipples peuvent être doubles ou triples.
• La structure de Lewis est un « artifice » avec des conventions simples.
• Les orbitales moléculaires de type π ont une rigidité due à l’esymétrie par rapport à un plan: fort densité électronique située au-dessus ou sous de ce plan et forte réactivité chimique au niveau de ces zones.
• Les liaisons multipples sont créées en mettant en commun deux électrons à plusieurs reprises.
• L’ion ammonium NH4+ est un exemple de liaison dative.
• La structure de Lewis est une base simple utilisée pour la chimie « descriptive » minérale et organique, qui représente une commodité de traitement fonctionnant correctement dans environ 95% des cas.
• La structure de Lewis permet de comprendre les mécanismes fondamentaux de formation et de rupture des liaisons.
• Une fois formée, la liaison dative est indiscernable des autres liaisons.
• L’atome B possède un doublet libre et l’atome A, une lacune électronique (c’est-à-dire une case quantique vide).
• Les orbitales moléculaires de type π ont un recouvrement de deux OA de type p selon un axe commun (ou recouvrement latéral).
• La structure de Lewis n’a pas de réalité physique.
• L’atome A ayant n OA et l’atome B ayant m OA, le nombre d’électrons se conserve d’après les règles de Hund et Pauli en remplissant les OM de plus basse énergie.