Eh bien le souffre possède 6 électrons de valence (configuration 2s²2p4), et peut donc faire 6 liaisons.
Pour respecter la règle de l'octet, l'atome de soufre cherche à s'entourer de 8 électrons de valence. Il en possède 6. Il va donc établir 2 liaisons covalentes avec des atomes voisins.
Le soufre a un numéro atomique inférieur de deux unités à celui de l'argon, il a donc deux électrons en moins par rapport à l'argon soit 16 électrons. Sa structure est donc : (K)2(L)8(M)6. 4. 6 électrons périphériques donc 6° colonne (de la classification simplifiée) soit la 16° colonne de la CPE.
Afin de déterminer le nombre de liaisons que va former l'atome, il faut déterminer le nombre d'électrons qu'il y a sur la couche de valence (la plus externe). En effet, deux atomes se lient entre eux en mettant en commun les électrons de leurs couches de valence.
La représentation de Lewis de la molécule de dioxyde de soufre est donc, S étant l'atome central : L'atome de soufre est de type ܣܺଶܧ en géométrie VSEPR A-2-2. La molécule présente une géométrie trigonale plane : A-2-3.
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.
La liaison covalente est la plus forte ; c'est une liaison assurée par un partage d'électrons. Grossièrement, elle se forme lorsque chacun des atomes fournit un électron « célibataire » de sa couche externe. Les deux électrons s'apparient alors pour former la liaison.
Pour le carbone, de numéro atomique , la structure électronique est . Le carbone a quatre électrons sur sa couche de valence (couche externe), il lui manque donc quatre électrons pour satisfaire à la règle de l'octet, il peut donc former quatre liaisons de covalence.
L'atome d'oxygène possède donc 2 électrons célibataires et deux doublets non liants. Pour respecter la règle de l'octet l'atome d'oxygène doit compléter sa couche L en gagnant 2 électrons. L'atome d'oxygène peut établir deux liaisons covalentes et possède deux doublets non liants.
Représentation. Tout comme un doublet liant, un doublet non liant se représente par un trait mais à la différence de ce dernier il se trace autour du symbole atomique et non entre de deux symboles.
Le soufre atomique possédant 6 électrons de valence, sa charge nette dans la molécule est donc nulle sur ce schéma de Lewis.
En phase vapeur, le soufre se trouve sous forme de molécules Sn (n = 2 – 10) en proportions dépendant de la température et de la pression. De 600 à 620 °C , la forme la plus stable est S8 et la vapeur est de couleur jaune.
Au sein d'une molécule, la règle de l'électronégativité explicitée précédemment, s'applique. Par exemple, dans le dioxyde de soufre SO2, l'oxygène O est plus électronégatif que le soufre S. Comme ils sont doublement liés, l'atome de soufre S a fictivement perdu deux électrons pour chaque double liaison S=O.
Les électrons situés sur sa dernière couche électronique (couche de valence) sont appelés électrons de valence. Les autres sont les électrons de cœur. Un atome se transforme en ion ou s'associe avec d'autres atomes pour former une molécule afin de respecter la règle de l'octet ou la règle du duet.
Une liaison covalente est une liaison chimique dans laquelle deux atomes se partagent deux électrons (un électron chacun ou deux électrons venant du même atome) d'une de leurs couches externes afin de former un doublet d'électrons liant les deux atomes.
Liaisons polaires : Une liaison covalente est polaire, si la différence des électronégativités des deux atomes formant la liaison n'est pas nulle . L'atome le plus électronégatif d'une liaison polaire attire plutôt vers lui les électrons de la liaison covalente.
L'atome d'azote possède 5 électrons externes et forme 3 liaisons covalentes, il porte donc \dfrac{5-3}{2} = 1 doublet non liant.
L'atome neutre d'oxygène (O) est défini par un numéro atomique Z=8 et un nombre de masse A=16. L'oxygène contient donc 16 nucléons (A) et 8 protons (Z).
Lorsque la différence d'électronégativité entre deux éléments est supérieure à 1,8, la liaison entre ces deux éléments est généralement ionique. Lorsque la différence d'électronégativité est inférieure à 1,8, la liaison a plutôt tendance à être covalente.
On distingue les liaisons chimiques fortes ayant une énergie de liaison très élevée (supérieure à 100 kJ. mol-1) et des liaisons chimiques faibles. Les liaisons ioniques, covalentes et métalliques sont des liaisons fortes.
Elle est négative puisque la molécule formée est plus stable que les deux fragments séparés. La formation d'une liaison stable dégage de l'énergie. C'est une grandeur thermodynamique macroscopique : elle correspond à l'enthalpie de la réaction, mesurée usuellement à 298 K.
Une interaction non covalente diffère d'une liaison covalente en ce qu'elle n'implique pas le partage d'électrons, mais implique plutôt des variations plus dispersées des interactions électromagnétiques entre molécules ou au sein d'une molécule.
Liaison covalente (liaison forte) : deux atomes mettent en commun les électrons de la couche électronique la plus extrême. Elle peut être polaire (lorsque l'attirance des électrons est inégale entre les deux atomes) ou non polaire (lorsque les deux atomes tirent avec une force semblable).