Liaisons et structures de Lewis

• Covalente : mise en commun d'un doublet, un $e^-$ apporté par chaque atome (non-métaux, électronégativités voisines).
• Ionique : transfert total d'électron(s) puis attraction électrostatique entre ions (métal + non-métal, fort écart d'électronégativité).
• Dative (coordination) : doublet partagé mais les deux électrons proviennent d'un seul atome (donneur $\to$ accepteur à case vide). Ex. $\ce{NH3 + H+ -> NH4+}$.

$\ce{Cl2}$ ($\Delta$EN$=0$, covalente pure) $<$ $\ce{CO}$ (covalente polarisée) $<$ $\ce{NaBr}$ $<$ $\ce{NaF}$ (ioniques, classées par EN de l'halogène : Br $<$ F). Deux atomes identiques $\Rightarrow$ jamais ionique.

Cristal ionique ($\ce{NaCl}$) : cohésion par interactions coulombiennes entre ions ; l'ordre cristallin disparaît à la dissolution. Solide moléculaire (glace) : cohésion par forces intermoléculaires, jamais par liaisons covalentes.

• Octet ($8\,e^-$) pour la plupart des atomes ; duet ($2\,e^-$) pour $\ce{H}$ et $\ce{He}$.
• $\ce{C}$, $\ce{N}$, $\ce{O}$, $\ce{F}$ (1^re/2^e période) : ne dépassent jamais l'octet.
• 3^e période et au-delà ($\ce{P}$, $\ce{S}$, $\ce{Cl}$, $\ce{Br}$, $\ce{Xe}$…) : orbitales $d$ disponibles $\Rightarrow$ peuvent former un octet étendu ($\ce{PCl5}$, $\ce{SF6}$, $\ce{ClO4-}$) — sans obligation.

Parmi $\ce{IF5}$, $\ce{C2H4}$, $\ce{SiF4}$ et $\ce{BF3}$, seuls $\ce{IF5}$ (hypervalent, $10\,e^-$ autour de I) et $\ce{BF3}$ (déficitaire, $6\,e^-$ autour de B) violent l'octet. $\ce{SiF4}$ et $\ce{C2H4}$ le respectent strictement (4 liaisons $=8\,e^-$ autour de l'atome central) : « appartenir à la 3^e période » n'impose pas l'extension de l'octet.

1. $n_{\max}=8a+2b$ ($a$ : atomes visant l'octet ; $b$ : atomes visant le duet, les $\ce{H}$).
2. $n_v=\sum N_i^{v}-q$ ($q$ : charge globale ; anion $-1\Rightarrow +1$, cation $+1\Rightarrow -1$).
3. $n_l=n_{\max}-n_v \;\Rightarrow\; n_l/2$ liaisons à placer (cas impair/radicalaire : $n_l=n_{\max}-n_v-1$).
4. $n_{nl}=n_v-n_l \;\Rightarrow\; n_{nl}/2$ doublets libres, répartis en priorité sur les atomes les plus électronégatifs.

Charge globale $q=0$ $\Rightarrow$ $n_v=\sum N_i^{v}$, tout simplement. Sulfite d'ammonium $\ce{(NH4)2SO3}$ : $2(5)+8(1)+6+3(6)=\mathbf{42}$. Nitrite d'hydrogène $\ce{HNO2}$ : $1+5+2(6)=\mathbf{18}$. Un composé ionique globalement neutre se compte en bloc, pas ion par ion.

$\sum \mathrm{CF} =$ charge globale de l'édifice. Meilleure structure : $\mathrm{CF}$ minimales (proches de $0$), charges négatives sur les atomes les plus électronégatifs.