Le numéro de la colonne dans laquelle se situe l’élément permet de déterminer le nombre de liaisons covalentes qu’un atome doit établir :
- Un élément situé dans la 14e colonne doit établir 4 liaisons covalentes.
- Un élément situé dans la 15e colonne doit établir 3 liaisons covalentes.
- Un élément situé dans la 16e colonne doit établir 2 liaisons covalentes.
- Un élément situé dans la 17e colonne doit établir 1 liaison covalente.
- Un élément situé dans la 18e colonne ne peut pas établir de liaisons covalentes.
Si l’élément est situé dans une autre colonne, on ne peut pas utiliser la classification périodique pour déterminer le nombre de liaisons covalentes nécessaires.
Le modèle de Lewis, une représentation des électrons d’un atome ou d’une molécule
Lewis, un imminent scientifique
Gilbert Newton Lewis est un physicien et un chimiste remarquable. Il travailla essentiellement sur les liaisons chimiques, la représentation atomique mais aussi sur les acides et les bases et les propriétés industrielles de l’eau lourde. Avant sa représentation atomique, les atomes et molécules étaient représentés selon leur formule brute ou leur formules semi développées. La représentation de Lewis est alors la seule permettant de mettre en évidence la structure électronique externe atomique et ainsi expliquer les potentielles liaisons qu’un atome peut effectuer.
Rappel sur la formule électronique d’un élément
L’atome est composé d’un noyau (formé par des nucléons : les neutrons et les protons) autour duquel gravitent les électrons. Le nombre d’électrons d’un élément est donné par le nombre Z. Les électrons se répartissent autour du noyau dans différents niveaux d’énergie appelés couches. Les couches sont nommées K, L, M etc… Les électrons appelés électrons externes sont ceux qui occupent la dernière couche (même partiellement) de l’atome. Ainsi, pour déterminer la structure électronique de l’atome, on place d’abord les électrons sur la première couche K, qui ne peut accueillir que 2 électrons. Ensuite, les électrons suivants (s’il y en) se répartissent sur la couche L qui peut accueillir 8 électrons et ainsi de suite. 
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Modèle de Lewis
Règles du modèle de Lewis
Afin de représenter au mieux le modèle de Lewis, il faut suivre les règles suivantes :
- Il faut tout d’abord trouver le nombre d’électrons de la couche externe que possèdent les atomes ou les molécules étudiées.
- Il faut ensuite placer les électrons tout autour de l’atome en les représentant par des points. Les électrons sont placés au niveau des quatre points cardinaux ; nord/sud/est/ouest.
- Quand il existe plus de 4 électrons, on fait un deuxième tour, les deux électrons cotes à cotes sont représentés par un tiret (qui représente donc une paire d’électrons). Ces paires sont appelées doublets non liants.
- Les électrons restés seuls sont appelés électrons célibataires. Ils peuvent se lier à d’autres électrons pour former une paire liante.
Le principe du modèle de Lewis
Selon le modèle de Lewis, lorsque qu’une liaison se forme entre deux atomes ces derniers mettent en commun chacun un de leurs électrons. Cette mise en commun permet aux atomes de gagner un électron supplémentaire sur leur couche électronique externe. Les différentes liaisons formées par un atome permettent à ce dernier de compléter sa couche électronique externe et ainsi de gagner en stabilité en respectant les règles du duet ou de l’octet. Les liaisons décrites par le modèle de Lewis sont des liaisons dites » covalentes », c’est-à-dire que ce sont des liaisons « fortes » : il faut beaucoup d’énergie pour les casser.
Les liaisons multiples
Il arrive que deux atomes mettent en commun plus de deux électrons on qualifie alors la liaison formée de « liaison multiple ». Si deux atomes mettent en commun quatre électrons alors il s’agit d’une liaison double. Si deux atomes mettent en commun six électrons alors il s’agit d’une liaison triple. Les liaisons doubles et triples sont plus « fortes » que les liaisons simples, il faut donc plus d’énergie pour les casser, dans l’espace elles sont aussi plus courtes. Remarque: la limite de mise en commun est de six électrons et il n’existe pas de liaison quadruple ou quintuple.
Liaisons des principaux atomes
L’atome d’hydrogène :
L’atome d’hydrogène possède le numéro atomique Z = 1. Sa configuration électronique est donc (K)1 donc il lui manque un électron pour compléter sa couche externe K et respecter la règle du duet : L’atome d’hydrogène peut former une liaison covalente avec un autre atome.
L’atome de carbone :
L’atome de carbone possède un numéro atomique de Z = 6. Sa configuration électronique est (K)2(L)4 donc il lui manque 4 électrons pour compléter sa couche externe L et respecter la règle de l’octet: L’atome de carbone forme quatre liaisons. Ces quatre liaisons peuvent être :
- 4 liaisons simples,
- ou 2 liaisons simples et une double,
- ou 2 liaisons doubles,
- ou une liaison triple et une liaison simple.
L’atome d’azote :
Le numéro atomique de l’azote est Z= 7. Sa configuration est (K)2(L)5 donc il lui manque 3 électrons pour compléter sa couche externe L et respecter la règle de l’octet: L’atome d’azote forme trois liaisons. Ces 3 liaisons peuvent être :
- 3 liaisons simples,
- Une liaison double et une liaison simple,
- Une liaison triple.
L’atome d’oxygène
L’atome d’oxygène possède un numéro atomique de Z = 8. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)6 donc il lui manque 2 électrons pour compléter sa couche externe L et respecter la règle de l’octet: L’atome d’oxygène forme deux liaisons. Ces deux liaisons peuvent être :
- 2 liaisons simples,
- Une liaison double.
L’atome de fluor
L’atome de fluor possède un numéro atomique de Z = 9. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)7, il lui manque un électron pour compléter sa couche externe L et ainsi obtenir la configuration du gaz rare le plus proche. Le fluor possède 3 doublets non liants et un électron célibataire, ce qui lui permet de pouvoir former une liaison.
L’atome de béryllium
L’atome de beryllium possède un numéro atomique de Z = 4. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)2, il possède deux électrons célibataires, ce qui lui permet de pouvoir former deux liaisons.
L’atome de phosphore
L’atome de fluor possède un numéro atomique de Z = 15. Sa configuration électronique est donc (K)2(L)8(M)5, Le phosphore possède donc 5 électrons périphériques qui se répartissent en une paire non liante et trois électrons célibataires, ce qui lui permet de pouvoir former trois liaisons
- Trois liaisons simples
- Une liaison simple et une liaison double
- Une liaison triple
Pour aller plus loin : le fluor peut dans certains cas établir 5 liaisons grâce à son doublet non liant. Le tableau ci-après récapitule le nombre de liaisons possible pour les éléments les plus utilisés :
ElémentNombre de liaisons possible Hydrogène (Z = 1)Une liaison simple Carbone (Z = 6) 4 liaisons simples, 2 liaisons simples et 1 liaisons double, 2 liaisons doubles, 1 liaison triple et 1 liaison simple Azote (Z =7)3 liaisons simples, 1 liaison simple et 1 liaison double, 1 liaison triple Oxygène (Z = 8)2 liaisons simples, 1 liaison double
Quelques exemples de représentation de molécules usuelles
Cas de la molécule de d’eau : H2O
La molécule d’eau possède deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène. Comme nous l’avons vu précédemment, l’atome d’hydrogène possède un électron sur sa couche externe qui lui permet de pouvoir réaliser une liaison covalente pour pouvoir satisfaire à la règle du duet. L’atome d’oxygène, quant à lui, possède deux paires d’électrons non liants et deux électrons périphériques. Il peut donc réaliser deux liaisons covalentes pour satisfaire la règle de l’octet. La molécule d’eau présente donc deux liaisons covalentes entre l’oxygène et un hydrogène.
Cas de la molécule de méthane : CH4
La molécule de méthane possède 4 atomes d’hydrogène et un atome de carbone. Chaque atome d’hydrogène peut réaliser une liaison covalente grâce à l’électron célibataire de la couche externe. L’atome de carbone possède 4 électrons célibataires, ceux-ci vont chacun former une liaison covalente simple avec un hydrogène. 
Cas de la molécule de dioxyde de carbone : CO2
La molécule de dioxyde de carbone possède deux atomes d’oxygène et un atome de carbone. Les atomes d’oxygène possèdent chacun deux doublets non liants qui ne font pas de liaisons ici et deux électrons célibataires. L’atome de carbone, quant à lui possède 4 électrons célibataires sur sa couche externe, il peut donc réaliser 4 liaisons covalentes. Avec le premier atome d’oxygène, l’atome de carbone met en commun deux électrons (avec les deux électrons de l’atome d’oxygène). Ainsi il se créer une liaison double, qui est une liaison multiple. Il en est de même pour le deuxième atome d’oxygène ou une deuxième liaison double se créer. Pour aller plus loin…quid des ions polyatomiques ? Un ion polyatomique est constitué de plusieurs atomes liés entre eux et portant une ou plusieurs charges élémentaires. Par exemple : H3O-, OH- etc… Pour représenter un ion polyatomique il faut ainsi dénombrer tous les électrons périphériques et ensuite utiliser ces électrons pour satisfaire la règle de l’octet ou du duet. Exemple : l’ion amnonium NH4+ L’atome d’hydrogène possède un numéro atomique Z = 1. Il possède donc un électron sur sa couche périphérique. L’atome d’azote, possède un numéro atomique de Z = 7. Il possède donc 5 électrons sur sa couche périphérique. L’ion ammonium possède 4 atomes d’hydrogène, un atome d’azote et porte une charge globale positive ainsi le nombre total d’électrons périphériques est de : (1+1+1+1+5) -1 = 8 électrons. (Soit 4 paires d’électrons). L’azote peut créer une liaison covalente avec chacun des hydrogènes et il ne possède plus que 4 électrons périphériques. Note : on dit que l’azote à acquis l’environnement électrique du gaz rare le plus proche : le néon.
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