structure lewis et geométrie

CH10 – Structure d’une entité chimique et géométrie

CH10 – Structure d’une entité chimique et géométrie

Première spécialité physique-chimie – schémas de Lewis, ions, liaisons covalentes, géométrie et polarité.

Lewisduet / octetDNL en tiretsVSEPR simplepolaritéexercices type bac

Objectif du chapitre

Dans ce chapitre, on passe de la composition d’une entité chimique à une représentation exploitable : schéma de Lewis, géométrie dans l’espace, puis caractère polaire ou apolaire.

Capacités à maîtriser :
  • établir un schéma de Lewis pour une molécule ou un ion simple ;
  • prévoir la géométrie autour d’un atome central ;
  • repérer une liaison polarisée ;
  • déterminer si une molécule est polaire ou apolaire.

I. Représentation de Lewis d’un atome

La représentation de Lewis montre uniquement les électrons de valence, c’est-à-dire les électrons de la couche externe.

Convention retenue : un DNL est représenté par un tiret, pas par deux points. Une liaison covalente est aussi représentée par un trait entre deux atomes.

Méthode

  1. Écrire la configuration électronique.
  2. Compter les électrons de valence.
  3. Déterminer les électrons célibataires utilisés pour les liaisons.
  4. Regrouper les électrons restants en doublets non liants : DNL.
AtomeConfigurationÉlectrons de valenceLecture utile
HK111 liaison pour respecter le duet
CK2 L444 liaisons
NK2 L553 liaisons + 1 DNL
OK2 L662 liaisons + 2 DNL
ClK2 L8 M771 liaison + 3 DNL
C 4 e- célibataires N 3 liaisons + 1 DNL O 2 liaisons + 2 DNL Cl 1 liaison + 3 DNL H1 liaison
Les DNL sont représentés par des tirets rouges.

II. Structure de Lewis d’un ion

Un ion est une entité chargée. Le schéma de Lewis tient compte des électrons gagnés ou perdus.

Cl− : Cl possède 7 électrons de valence. Il gagne 1 électron, donc il obtient 8 électrons de valence : 4 DNL.
HO− : l’oxygène est lié à H par une liaison O-H et porte des DNL. La charge globale est négative.
NH4+ : N est lié à 4 H, sans DNL : type AX4, géométrie tétraédrique.
H3O+ : O est lié à 3 H et possède 1 DNL : type AX3E, géométrie pyramidale.

III. Liaison covalente et schéma de Lewis d’une molécule

Une liaison covalente est la mise en commun de deux électrons de valence pour former une liaison entre deux atomes.

H respecte le duet ; C, N, O et Cl respectent l’octet.

  1. Compter les électrons de valence.
  2. Déterminer combien de liaisons chaque atome doit faire.
  3. Relier les atomes par des traits.
  4. Ajouter les DNL sous forme de tirets.
  5. Vérifier duet ou octet.
CH₄CHHHH4 liaisons, 0 DNL H₂OOHH2 liaisons, 2 DNL CO₂OCOlinéaire, apolaire
DNL = tirets rouges ; liaisons = traits foncés.

IV. Géométrie d’une entité chimique

Les doublets électroniques autour d’un atome central se repoussent. Ils se placent pour occuper le maximum de place possible.

TypeAutour de l’atome centralGéométrieExemples
AX44 liaisons, 0 DNLtétraédriqueCH4, NH4+
AX3E3 liaisons, 1 DNLpyramidale à base triangulaireNH3, H3O+
AX2E22 liaisons, 2 DNLcoudéeH2O, HO−
AX22 liaisons, 0 DNLlinéaireCO2

V. Polarité d’une liaison et d’une molécule

L’électronégativité est l’aptitude d’un atome à attirer vers lui les électrons d’une liaison covalente.

Si deux atomes liés ont des électronégativités différentes, la liaison est polarisée : l’atome le plus électronégatif porte δ− et l’autre δ+.

Exemple : Hδ+ – Clδ−

H₂O est polaire : les liaisons O-H sont polarisées vers O et la molécule est coudée. Les effets ne se compensent pas.
CO₂ est apolaire : les liaisons C=O sont polarisées, mais la molécule est linéaire. Les effets se compensent.

VI. Exercices intégrés au cours

Exercice type 1 – Lewis de N

Azote : Z = 7. Configuration : K2 L5. Déterminer les électrons de valence, le nombre de liaisons et le nombre de DNL.

Correction : N possède 5 électrons de valence. Il lui manque 3 électrons pour l’octet, donc il forme 3 liaisons. Il reste 2 électrons, soit 1 DNL représenté par un tiret.

Exercice type 2 – H₂O

Construire Lewis, déterminer la géométrie et conclure sur la polarité.

Correction : O forme 2 liaisons O-H et garde 2 DNL. Type AX2E2, géométrie coudée. Les liaisons sont polarisées vers O et ne se compensent pas : H₂O est polaire.

Exercice type bac – CO₂ / NH₃ / CH₄

Construire Lewis, déterminer la géométrie puis indiquer si la molécule est polaire.

Correction rapide : CO₂ : linéaire apolaire ; NH₃ : pyramidale polaire ; CH₄ : tétraédrique apolaire.

Fiche mémo

NotionÀ retenir
DNLdoublet non liant représenté par un tiret autour de l’atome
Liaison covalentetrait entre deux atomes : mise en commun de deux électrons
Géométrieles liaisons et les DNL se repoussent
Polaritéliaisons polarisées + géométrie non compensée

Quiz de fin de chapitre

1. Dans ce cours, un DNL est représenté par :

2. Dans H₂O, combien l’oxygène possède-t-il de DNL ?

3. La géométrie de NH₃ est :

4. CO₂ est apolaire parce que :