Les liaisons chimiques sont des interactions complexes entre deux ou plusieurs atomes ou ions, qui réduisent l'énergie potentielle de la molécule. Gilbert N. Lewis a conçu un modèle, appelé le modèle de Lewis, qui a simplifié la représentation de la formation des liaisons chimiques et qui a fourni des explications simples pour les liaisons chimiques observées dans la plupart des composés courants.  

Modèle de Lewis

Le modèle de Lewis décrit la formation des liaisons chimiques par le partage ou le transfert d'électrons de valence, qui permet d'atteindre une configuration électronique stable. Une liaison ionique se forme lorsque les électrons sont transférés entre un métal et un non-métal, alors qu'une liaison covalente se forme lorsque les électrons sont partagés entre deux non-métaux.

Le modèle de Lewis est utilisé uniquement pour décrire la formation des liaisons, sans tenir compte des changements d'énergie associés aux attractions et aux répulsions entre les électrons et les noyaux sur les atomes voisins. Bien que ces interactions soient essentielles à la liaison chimique, la détermination exacte des valeurs numériques est complexe. Au lieu de cela, Lewis a conçu des dessins spéciaux pour représenter les liaisons chimiques à l'aide des électrons de valence, appelés symboles de Lewis.  

Symboles de Lewis

Les symboles de Lewis décrivent les configurations des électrons de valence des atomes et des ions monoatomiques. Un symbole de Lewis se compose du symbole d’un élément entouré d'un point pour chacun de ses électrons de valence. Par exemple, le sodium a un électron de valence ; un point est donc dessiné autour du symbole Na.  

Pour les éléments du groupe principal, le nombre d'électrons de valence est indiqué par le numéro du groupe en lettres dans le tableau périodique. Par exemple, le lithium (Li) appartient au groupe IA et a un électron ; le béryllium (Be) est un élément du groupe IIA et a deux électrons de valence.  

Il y a des exceptions au modèle de Lewis. Pour l'hélium, le nombre d'électrons de valence n'est pas le même que le numéro du groupe. Les métaux de transition, les lanthanides et les actinides ont des couches internes qui ne sont pas complètement remplies ; par conséquent, ils ne peuvent pas être écrits simplement avec les points des symboles de Lewis.  

La règle de l'octet

Les molécules d'halogènes (F₂, Br₂, I₂ et At₂) forment des liaisons comme celles de la molécule de chlore : une liaison simple entre les atomes et trois doublets d'électrons non-liants par atome. Cela permet à chaque atome d'halogène d'avoir la configuration électronique d'un gaz noble. La tendance qu'ont les atomes des blocs s ou p à former suffisamment de liaisons pour obtenir huit électrons de valence est connue sous le nom de la règle de l'octet. La règle de l'octet prévoit les combinaisons d'atomes qui auront une énergie potentielle plus faible lorsqu'ils se lient ensemble.

Souvent, le nombre de liaisons qu'un atome peut former peut être prédit à partir du nombre d'électrons qui sont nécessaires pour atteindre un octet (huit électrons de valence) ; ceci est particulièrement vrai pour les non-métaux de la deuxième période du tableau périodique (C, N, O et F).  

• Les éléments du groupe 14 ont quatre électrons sur leur couche externe et ils ont donc besoin de quatre électrons supplémentaires pour atteindre un octet. Ces quatre électrons peuvent être obtenus en formant quatre liaisons covalentes, comme le carbone dans CH₄ (le méthane) et le silicium dans SiH₄ (le silane).  
• Les éléments du groupe 15 comme l'azote ont cinq électrons de valence sur leur symbole atomique de Lewis : un doublet libre et trois électrons célibataires. Ces atomes forment trois liaisons covalentes, comme dans NH₃ (l'ammoniac).  
• Les éléments du groupe 16, tels que l'oxygène et d'autres atomes, acquièrent un octet en formant deux liaisons covalentes - comme la liaison avec deux atomes d'hydrogène dans H₂O (eau).

Il existe des exceptions à la règle d'octet. Parce que l'hydrogène n'a besoin que de deux électrons pour remplir sa couche de valence, c'est une exception à la règle de l'octet. Dans ce cas, on dit que l'hydrogène a atteint un duet. Les éléments de transition et les éléments de transition interne ne suivent pas non plus la règle de l'octet.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Chapitre 7.3 : Symboles et Structures de Lewis.