Partager des électrons
Lorsque deux non-métaux (ou un non-métal et un métalloïde) se lient, aucun des deux ne cède complètement ses électrons. Ils les mettent en commun : c'est la liaison covalente. Chaque doublet liant est partagé par les deux atomes, et chaque atome contribue en général d'un électron au doublet (liaison homolytique au sens formel).
La force motrice est la stabilisation énergétique : chaque atome tend à atteindre la configuration d'un gaz noble (règle de l'octet : 8 électrons de valence, ou règle du duet pour H, Li, Be : 2 électrons).
Les schémas de Lewis
Le schéma de Lewis représente : - les doublets liants (ou liaisons) par un tiret (—) ou deux points (:) ; - les doublets non liants (paires libres) par deux points sur l'atome.
Méthode de construction : 1. Compter le total d'électrons de valence. 2. Relier les atomes par des liaisons simples. 3. Compléter les octets des atomes périphériques avec des paires libres. 4. Placer les électrons restants sur l'atome central. 5. Si l'octet de l'atome central n'est pas atteint, convertir des paires libres en liaisons doubles ou triples.
Liaisons simples, doubles, triples
| Type | Électrons partagés | Exemples |
|---|---|---|
| Liaison simple (σ) | 2 | H−H, H−Cl, H₂O |
| Liaison double (σ + π) | 4 | O=O, C=O (CO₂) |
| Liaison triple (σ + 2π) | 6 | N≡N, C≡O |
La multiplicité de liaison augmente l'énergie de liaison et raccourcit la distance interatomique : une liaison C=O (~116 pm) est plus courte et plus forte qu'une liaison C−O (~143 pm).
L'eau ([H₂O](/compound/water)) : l'oxygène (6 électrons de valence) forme 2 liaisons O−H et garde 2 doublets non liants.
L'ammoniac ([NH₃](/compound/ammonia)) : l'azote forme 3 liaisons N−H et garde 1 doublet non liant.
Le méthane ([CH₄](/compound/methane)) : le carbone forme 4 liaisons C−H, aucun doublet non liant.
Formes mésomères et charge formelle
Certaines molécules ne peuvent pas être représentées par un seul schéma de Lewis satisfaisant (ex. CO₃²⁻, benzène). On parle alors de résonance ou mésomérie : la structure réelle est une superposition des formes limites. La charge formelle d'un atome est :
charge formelle = (électrons de valence de l'atome neutre) − (électrons non liants) − (1/2) × (électrons liants)
La structure la plus stable est celle où les charges formelles sont les plus faibles et la charge négative porte sur l'élément le plus électronégatif.
