Liaisons chimiques et géométrie moléculaire

1. La liaison covalente repose sur le partage d'électrons entre deux atomes non-métaux.
2. La liaison ionique résulte d'un transfert d'électrons d'un métal vers un non-métal, créant des ions attirés par force électrostatique.

💡 À retenir : La différence d'électronégativité ($\Delta\chi$) élevée favorise le caractère ionique.

1. L'atome central est généralement celui qui a la plus faible électronégativité (sauf l'hydrogène qui ne peut jamais être central).
2. C'est souvent l'atome qui peut former le plus grand nombre de liaisons.

💡 À retenir : Dans $CO_2$, le Carbone est central car il est moins électronégatif que l'Oxygène.

1. La géométrie de base est tétraédrique ($109,5^\circ$).
2. Les deux doublets non-liants sur l'atome d'oxygène occupent plus d'espace que les doublets liants.
3. Ils exercent une répulsion plus forte qui "écrase" les liaisons $O-H$.

💡 À retenir : Les doublets non-liants repoussent davantage les liaisons que les autres doublets.

1. Géométrie électronique : prend en compte la disposition de tous les doublets (liants et non-liants).
2. Géométrie moléculaire : ne décrit que la position des atomes dans l'espace.

💡 À retenir : Pour $H_2O$, la géométrie électronique est tétraédrique, mais la moléculaire est coudée.

1. Déterminer le nombre d'électrons de valence de l'atome central.
2. Soustraire le nombre d'électrons utilisés pour les liaisons.
3. Diviser le reste par 2.

💡 À retenir : $m = \frac{V - n}{2}$ où $V$ est le nombre d'électrons de valence.

Non. Si la géométrie est symétrique, les moments dipolaires s'annulent. Exemple : $CO_2$ ($O=C=O$) est apolaire malgré des liaisons $C=O$ polarisées.

💡 À retenir : La polarité dépend de la géométrie globale de la molécule.

Non, l'hydrogène ne possède qu'un seul électron de valence et ne peut former qu'une seule liaison covalente. Il est toujours en périphérie.

💡 À retenir : L'hydrogène respecte la règle du duet.

C'est une liaison covalente où les deux électrons proviennent du même atome (donneur) vers un autre atome (accepteur) possédant une lacune électronique.

💡 À retenir : Elle est souvent représentée par une flèche.

En comptant le nombre d'électrons entourant chaque atome dans le schéma de Lewis. Chaque atome doit être entouré de 8 électrons (sauf H qui en veut 2).

💡 À retenir : Certains éléments comme le Bore ($BF_3$) sont en défaut d'octet.

Dans les conditions normales, non, car leur couche de valence est saturée, ce qui leur confère une grande stabilité chimique.

💡 À retenir : Ils sont chimiquement inertes.

Il permet de quantifier la polarité d'une molécule, ce qui influence ses propriétés physiques comme la solubilité et les points d'ébullition.

💡 À retenir : Plus le moment dipolaire est élevé, plus la molécule est polaire.

1. $N$ (5e-) est central, $3H$ (1e- chacun) sont liés.
2. Total = 8 électrons.
3. 3 liaisons $N-H$ utilisent 6 électrons.
4. Reste 2 électrons sur $N$ (un doublet non-liant).

💡 À retenir : $NH_3$ a une structure pyramidale.