1. Schéma de Lewis
Les atomes s'assemblent en molécules ou en ions polyatomiques en mettant des électrons en commun, de façon à s'entourer d'un cortège électronique stable. Le schéma de Lewis représente cette organisation : il montre comment les électrons de valence (ceux de la couche externe, seuls impliqués dans les liaisons) se répartissent en doublets.
Rappel — électrons de valence
| Élément | H | C | N | O | Na | Cl |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Électrons de valence | 1 | 4 | 5 | 6 | 1 | 7 |
Doublets liants et doublets non liants
Un doublet liant est une paire d'électrons partagée entre deux atomes : il représente une liaison covalente, notée par un trait entre les deux atomes. Un doublet non liant est une paire d'électrons qui appartient à un seul atome (on dit aussi « paire libre ») ; il est représenté par un trait à côté de cet atome, sans atome voisin.
Chaque atome cherche à s'entourer de 8 électrons (règle de l'octet) — sauf l'hydrogène, qui se limite à 2 électrons (règle du duet) et ne porte donc jamais de doublet non liant.
- Compter le nombre total d'électrons de valence de l'espèce : somme des électrons de valence de chaque atome, en ajoutant 1 électron par charge négative ou en retranchant 1 électron par charge positive (pour un ion).
- Relier les atomes entre eux par des doublets liants (l'atome le moins électronégatif, ou celui écrit en premier dans la formule, occupe en général la position centrale).
- Répartir les électrons restants en doublets non liants sur les atomes autres que H, de façon à respecter la règle de l'octet.
- Vérifier : (doublets liants × 2) + (doublets non liants × 2) doit être égal au nombre total d'électrons de valence compté à l'étape 1.
Électrons de valence : 1 O (6) + 2 H (1 chacun) = 8 électrons, soit 4 doublets. L'oxygène, central, forme une liaison avec chaque hydrogène (2 doublets liants = 4 électrons). Il reste 4 électrons, soit 2 doublets non liants, placés sur l'oxygène pour compléter son octet (2 liants + 2 non liants = 4 doublets autour de O, soit 8 électrons).
Les paires de points représentent les doublets non liants ; les traits, les doublets liants (un double trait = une double liaison, comme dans CO₂).
Ions H₃O⁺ et NH₄⁺ : la « lacune électronique » de H⁺
L'ion H⁺ n'a aucun électron : il présente une lacune électronique. Il peut donc capter un doublet non liant déjà présent sur une molécule voisine pour former une nouvelle liaison. C'est ainsi que se forment H₃O⁺ (à partir de H₂O, qui « donne » un de ses doublets non liants à H⁺) et NH₄⁺ (à partir de NH₃, par le même mécanisme).
Exercices d'application directe
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
Exercice 1 — Schéma de Lewis de HCl
Établir le schéma de Lewis de la molécule de chlorure d'hydrogène HCl (électrons de valence : H = 1, Cl = 7).
Exercice 2 — Schéma de Lewis de l'ion chlorure Cl⁻
Établir le schéma de Lewis de l'ion chlorure Cl⁻.
Exercice 3 — Schéma de Lewis de O₂
Établir le schéma de Lewis de la molécule de dioxygène O₂ (indice : le résultat comporte une double liaison).
2. Géométrie et polarité des entités
De Lewis à la géométrie — la répulsion des doublets
Autour d'un atome central, les doublets (liants et non liants) sont chargés négativement : ils se repoussent mutuellement et s'orientent dans l'espace pour être le plus éloignés possible les uns des autres. C'est cette répulsion, purement électrostatique, qui impose la géométrie tridimensionnelle de l'entité — pas juste le schéma de Lewis « à plat » vu précédemment.
| Doublets autour de l'atome central | Géométrie | Angle approx. | Exemples |
|---|---|---|---|
| 2 liants, 0 non liant | Linéaire | 180° | CO₂ |
| 4 liants, 0 non liant | Tétraédrique | 109,5° | CH₄, NH₄⁺ |
| 3 liants, 1 non liant | Pyramidale | ≈107° | NH₃, H₃O⁺ |
| 2 liants, 2 non liants | Coudée (angulaire) | ≈104° | H₂O, OH⁻ |
Un doublet non liant occupe davantage de place qu'un doublet liant (il n'est retenu que par un seul noyau) : c'est pourquoi l'angle réel est toujours un peu inférieur à l'angle « idéal » du tétraèdre (109,5°) dès qu'un doublet non liant est présent.
Clique sur une entité pour afficher sa géométrie, la polarité de ses liaisons, et sa polarité globale.
Électronégativité et polarisation d'une liaison
L'électronégativité χ (chi) mesure la capacité d'un atome à attirer vers lui les électrons d'une liaison covalente qu'il forme (échelle de Pauling, sans unité). Dans le tableau périodique, elle augmente globalement de la gauche vers la droite et du bas vers le haut.
| Élément | H | C | N | O | Cl | Na |
|---|---|---|---|---|---|---|
| χ (Pauling) | 2,20 | 2,55 | 3,04 | 3,44 | 3,16 | 0,93 |
Quand deux atomes liés ont des électronégativités différentes, les électrons du doublet liant sont attirés davantage vers l'atome le plus électronégatif : ce dernier porte une charge partielle négative δ⁻, l'autre une charge partielle positive δ⁺. La liaison est dite polarisée. Une liaison entre deux atomes identiques (O=O, H–H, N≡N) est toujours apolaire : aucune différence d'électronégativité.
- Établir le schéma de Lewis, puis en déduire la géométrie de la molécule.
- Identifier les liaisons polarisées, en comparant les électronégativités des atomes liés.
- Regarder si la géométrie est suffisamment symétrique pour que les liaisons polarisées se compensent exactement (leurs effets s'annulent par symétrie) : si oui, la molécule est apolaire ; sinon, elle est polaire.
Exercices d'application directe
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
Exercice 1 — Polarisation de la liaison H–Cl
À l'aide du tableau d'électronégativités, indiquer quel atome porte la charge δ⁻ et lequel porte la charge δ⁺ dans la molécule HCl.
Exercice 2 — Pourquoi CO₂ est-elle apolaire ?
Justifier, à l'aide de la géométrie de CO₂, pourquoi cette molécule est apolaire malgré des liaisons C=O fortement polarisées.
Exercice 3 — Polarité de NH₃
NH₃ est-elle une molécule polaire ? Justifier à partir de sa géométrie et des électronégativités de N et H.
✓ Quiz d'étape
Q1. Dans un schéma de Lewis, un doublet non liant est représenté :
Q2. Une molécule avec 4 doublets liants et 0 doublet non liant autour de l'atome central a une géométrie :
Q3. CO₂ est une molécule apolaire alors que ses liaisons C=O sont très polarisées. Pourquoi ?
3. Cohésion des solides
À l'échelle macroscopique, un solide a une forme et un volume propres : ses entités (ions ou molécules) sont maintenues assemblées par des interactions attractives à l'échelle microscopique. La nature de ces interactions dépend de la nature des entités en présence.
● Na⁺ ● Cl⁻ — chaque ion est entouré d'ions de charge opposée : l'interaction ionique s'exerce dans toutes les directions du réseau.
Exercices d'application directe
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
Exercice 1 — Cohésion du chlorure de sodium solide
Quelle interaction assure la cohésion du cristal de NaCl(s) ?
Exercice 2 — Cohésion de la glace
Quelle(s) interaction(s) assure(nt) la cohésion de la glace, solide constitué de molécules d'eau H₂O ?
Exercice 3 — Cohésion du diiode solide
Le diiode I₂ est une molécule apolaire (liaison entre deux atomes identiques). Quelle interaction assure la cohésion de I₂ à l'état solide ?
4. Dissolution des solides ioniques
Pourquoi l'eau dissout-elle les solides ioniques ?
L'eau est une molécule polaire (établi section 2) : son pôle négatif (l'oxygène, δ⁻) est attiré par les cations du solide, son pôle positif (les hydrogènes, δ⁺) est attiré par les anions. Les molécules d'eau s'organisent ainsi autour de chaque ion (on parle de solvatation), ce qui affaiblit l'interaction ionique du réseau cristallin jusqu'à disperser le solide : celui-ci se dissout.
Équation de dissolution
On note (s) un solide et (aq) une espèce dissoute en solution aqueuse. Pour un solide ionique, l'équation de dissolution fait apparaître séparément chaque type d'ion, avec les coefficients qui respectent l'électroneutralité :
\(\text{NaCl(s)} \longrightarrow \text{Na}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)}\)Pour un solide dont la formule comporte plusieurs ions du même type, ce coefficient se retrouve dans l'équation :
\(\text{CaCl}_2\text{(s)} \longrightarrow \text{Ca}^{2+}\text{(aq)} + 2\,\text{Cl}^-\text{(aq)}\)Calculer les concentrations des ions formés
Comme au chapitre précédent, si l'on dissout une quantité de matière n de solide dans un volume V de solution, la concentration en soluté apporté vaut \(C = n/V\). Mais chaque ion a sa propre concentration, qui dépend du coefficient stœchiométrique qui lui est associé dans l'équation de dissolution.
- Calculer la concentration C en soluté apporté, comme au chapitre 1 : \(C = n/V\).
- Écrire l'équation de dissolution et repérer le coefficient stœchiométrique de chaque ion.
- La concentration de chaque ion est égale à C multipliée par son coefficient stœchiométrique.
On dissout n = 2,0×10⁻² mol de CaCl₂ dans V = 200 mL d'eau. \(C = n/V = 2{,}0\times10^{-2}/0{,}200 = 0{,}10\ \text{mol/L}\). D'après l'équation CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2 Cl⁻(aq) : [Ca²⁺] = C = 0,10 mol/L et [Cl⁻] = 2C = 0,20 mol/L.
Exercices d'application directe
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
Exercice 1 — Dissolution de l'hydroxyde de sodium
On dissout n = 5,0×10⁻² mol de NaOH(s) dans V = 500 mL d'eau. Écrire l'équation de dissolution et calculer [Na⁺] et [OH⁻].
Exercice 2 — Dissolution du chlorure de magnésium
On dissout m = 4,75 g de chlorure de magnésium MgCl₂ (M = 95 g/mol) dans V = 250 mL d'eau. Calculer [Mg²⁺] et [Cl⁻].
5. Solubilité et extraction liquide-liquide
« Qui se ressemble s'assemble »
Une espèce chimique se dissout préférentiellement dans un solvant de polarité proche de la sienne : une espèce polaire ou ionique se dissout bien dans un solvant polaire (l'eau), une espèce apolaire se dissout bien dans un solvant apolaire (cyclohexane, dichlorométhane…). Deux liquides sont dits miscibles s'ils forment une seule phase homogène en se mélangeant (polarités proches) ; non miscibles s'ils se séparent en deux phases distinctes (polarités très différentes).
Principe de l'extraction liquide-liquide
Pour extraire une espèce dissoute dans l'eau, on ajoute un solvant extracteur qui doit être (1) non miscible avec l'eau et (2) capable de dissoudre l'espèce visée mieux que l'eau ne le fait. Après agitation dans une ampoule à décanter puis décantation, l'espèce migre préférentiellement dans la phase du solvant extracteur, ce qui permet de la séparer de la phase aqueuse.
La position des deux phases dépend de leur densité : le liquide le plus dense se retrouve en dessous.
Choisis un solvant à ajouter à une solution aqueuse contenant une espèce apolaire à extraire.
Exercice d'application
Exercice — choisir un solvant extracteur
On souhaite extraire une espèce apolaire dissoute dans l'eau. On dispose de trois solvants : l'éthanol (miscible à l'eau), le cyclohexane (non miscible à l'eau, densité 0,78) et le dichlorométhane (non miscible à l'eau, peu polaire, densité 1,33). Lequel choisir, et où se situera la phase organique après décantation ?
6. Savons et tensioactifs
Structure d'une molécule de savon
Une molécule de savon comporte deux parties de polarité opposée : une longue chaîne carbonée apolaire (partie lipophile, « qui aime les graisses », aussi dite hydrophobe) et une tête ionique polaire -COO⁻ (partie hydrophile, « qui aime l'eau »). Une espèce qui possède ainsi les deux caractères à la fois est dite amphiphile.
Comment un savon nettoie-t-il ? — la micelle
Dans l'eau, en présence de graisse (apolaire), les molécules de savon s'organisent spontanément : leurs chaînes apolaires se regroupent au contact de la graisse (affinité apolaire-apolaire) tandis que leurs têtes polaires restent au contact de l'eau. Il se forme une micelle : une gouttelette de graisse emprisonnée, entourée de têtes hydrophiles tournées vers l'extérieur — ce qui la rend soluble dans l'eau de rinçage.
● graisse (apolaire) — les traits gris sont les chaînes lipophiles tournées vers l'intérieur, les points bleus les têtes hydrophiles -COO⁻ tournées vers l'eau.
Ce principe est mis à profit dans les tensioactifs présents dans de nombreux produits d'usage courant : liquide vaisselle, shampoings, lessives.
Exercice d'application
Exercice — identifier les parties d'un savon
Pour l'oléate de sodium, de formule semi-développée CH₃–(CH₂)₇–CH=CH–(CH₂)₇–COO⁻ Na⁺, identifier la partie lipophile et la partie hydrophile.
Exercice type bac — synthèse du chapitre
Étude de l'ammoniac NH₃ et de sa dissolution
L'ammoniac est un gaz de formule NH₃, très soluble dans l'eau.
1. Établir le schéma de Lewis de NH₃ (électrons de valence : N = 5, H = 1).
2. En déduire la géométrie de la molécule.
3. À l'aide des électronégativités (χ(N) = 3,04, χ(H) = 2,20), justifier que NH₃ est une molécule polaire.
4. Expliquer pourquoi NH₃ est très soluble dans l'eau.
✓ Quiz final — tout le chapitre
Q1. Dans le schéma de Lewis d'un ion, le nombre total d'électrons de valence à répartir :
Q2. H₂O a une géométrie coudée car son atome central (O) est entouré de :
Q3. Une liaison entre deux atomes identiques (comme dans O₂) est :
Q4. Parmi les trois interactions responsables de la cohésion des solides, la plus forte est en général :
Q5. On dissout du Na₂SO₄(s) dans l'eau. L'équation de dissolution s'écrit Na₂SO₄(s) → 2 Na⁺(aq) + SO₄²⁻(aq). Si C est la concentration en Na₂SO₄ apporté, alors :
Q6. Pour extraire une espèce apolaire dissoute dans l'eau, on choisit un solvant extracteur :
Q7. Dans une molécule de savon, la partie hydrophile est :
Carte mentale du chapitre
19 exercices dédiés à ce chapitre, en deux séries à difficulté croissante, avec corrections détaillées.
Série 1 — 10 exercices → Série 2 — 9 exercices complémentaires →Points à retenir pour le bac
Repères essentiels
Pour aller plus loin…
Visualiser la géométrie avec des modèles moléculaires
Le programme demande explicitement de savoir utiliser des modèles moléculaires ou un logiciel de représentation moléculaire pour visualiser la géométrie d'une entité. Construire soi-même H₂O, NH₃ ou CH₄ avec un kit de boules et bâtonnets (ou un logiciel comme Avogadro) rend la notion de répulsion des doublets beaucoup plus concrète que le schéma plan de Lewis.
Réaliser une extraction liquide-liquide au laboratoire
Avec une ampoule à décanter, extraire un colorant ou un arôme apolaire dissous dans l'eau à l'aide de cyclohexane, exactement selon le principe du simulateur de ce chapitre — l'occasion de mettre en pratique les règles de sécurité vues plus haut.
De Lewis à la théorie VSEPR
Le chimiste américain Gilbert N. Lewis propose sa représentation des doublets d'électrons en 1916. C'est ensuite dans les années 1950-1960 que Ronald Gillespie et Ronald Nyholm formalisent la théorie de la répulsion des doublets (dite VSEPR), qui permet de prévoir systématiquement la géométrie des molécules à partir de leur schéma de Lewis.
Propriétés physico-chimiques, synthèses et combustions d'espèces organiques
Ce chapitre a expliqué, à l'échelle microscopique, pourquoi certaines espèces se dissolvent et d'autres non. Le chapitre suivant applique ces notions à la chimie organique : structure des molécules organiques, synthèse en laboratoire, et conversion de l'énergie stockée dans la matière lors d'une combustion.
Bilan d'auto-évaluation
Coche honnêtement chaque compétence que tu maîtrises. Ta progression est enregistrée automatiquement sur cet appareil.