Lycée · 1ʳᵉ · Spécialité Physique-Chimie
Liaisons chimiques et géométrie des molécules
Règle de l'octet, liaisons covalentes et représentation de Lewis — programme de Spécialité Physique-Chimie 1re
À propos de cette page
Ce cours de spécialité physique-chimie en première sur « Liaisons chimiques et géométrie des molécules » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de première. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Rappels : structure électronique des atomes, La règle de l'octet (et du duet), La liaison covalente, Représentation de Lewis des molécules. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de première à réussir en spécialité physique-chimie.
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Rappels : structure électronique des atomes
Pour comprendre les liaisons chimiques, il faut connaître la répartition des électrons dans les couches électroniques des atomes.
Définition. La configuration électronique d'un atome décrit la répartition de ses électrons dans les couches K (max 2 e⁻), L (max 8 e⁻) et M (max 18 e⁻). Les électrons de valence sont ceux de la couche externe : ce sont eux qui participent aux liaisons.
Exemples :
- Carbone $_{6}$C : $1s^2 2s^2 2p^2$ → 4 électrons de valence
- Oxygène $_{8}$O : $1s^2 2s^2 2p^4$ → 6 électrons de valence
- Azote $_{7}$N : $1s^2 2s^2 2p^3$ → 5 électrons de valence
- Hydrogène $_{1}$H : $1s^1$ → 1 électron de valence
- Chlore $_{17}$Cl : $[Ne]3s^2 3p^5$ → 7 électrons de valence
Astuce. Le numéro du groupe dans le tableau périodique (en notation européenne) indique directement le nombre d'électrons de valence pour les éléments des blocs s et p.
Nombre d'électrons de valence des éléments les plus courants en chimie organique et inorganique.
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La règle de l'octet (et du duet)
Règle de l'octet. Lors de la formation d'une liaison chimique, les atomes des périodes 2 et 3 (C, N, O, F, Cl, S, P…) tendent à acquérir 8 électrons dans leur couche externe, comme le gaz noble le plus proche.
Règle du duet. L'hydrogène (et le lithium) tendent à acquérir 2 électrons dans leur couche externe, comme l'hélium.
Pour satisfaire ces règles, les atomes peuvent :
- Mettre en commun des électrons → liaison covalente (entre non-métaux)
- Gagner ou perdre des électrons → liaison ionique (métal + non-métal)
Attention ! La règle de l'octet admet des exceptions : certains atomes peuvent posséder moins de 8 électrons (B, Al) ou plus de 8 électrons (P, S dans certains composés). En 1re, on se concentre sur les cas courants qui respectent la règle.
Exemple. Le chlore a 7 électrons de valence. Pour atteindre 8, il lui manque 1 électron. Il peut partager 1 électron avec H pour former HCl, ou gagner 1 électron pour former l'ion $\text{Cl}^-$.
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La liaison covalente
Liaison covalente. Une liaison covalente est formée par la mise en commun d'une paire d'électrons entre deux atomes. Cette paire partagée s'appelle un doublet liant. Les paires d'électrons non partagées restant sur un atome sont des doublets non-liants (ou libres).
On distingue :
| Type de liaison | Paires partagées | Notation |
|---|---|---|
| Liaison simple | 1 doublet liant | A–B |
| Liaison double | 2 doublets liants | A=B |
| Liaison triple | 3 doublets liants | A≡B |
Exemple. Dans le dioxygène $\text{O}_2$ : chaque O a 6 électrons de valence. Pour satisfaire l'octet, ils partagent 2 paires d'électrons → liaison double $\text{O=O}$. Chaque O garde 2 doublets non-liants.
Astuce. Le nombre de liaisons qu'un atome peut former est lié à son nombre d'électrons de valence :
• H : 1 liaison ; O : 2 liaisons ; N : 3 liaisons ; C : 4 liaisons.
• H : 1 liaison ; O : 2 liaisons ; N : 3 liaisons ; C : 4 liaisons.
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Représentation de Lewis des molécules
La représentation de Lewis (ou schéma de Lewis) d'une molécule montre tous les électrons de valence : les doublets liants (entre les atomes) et les doublets non-liants (sur les atomes).
Notation de Lewis. Chaque doublet est représenté par un tiret (—) pour un doublet liant, ou deux points (:) ou un tiret pour un doublet non-liant. On s'assure que chaque atome respecte la règle de l'octet (ou du duet pour H).
Schémas de Lewis courants :
- $\text{H}_2\text{O}$ : O avec 2 liaisons simples vers H, 2 doublets non-liants sur O
- $\text{NH}_3$ : N avec 3 liaisons simples vers H, 1 doublet non-liant sur N
- $\text{CO}_2$ : C avec 2 liaisons doubles vers chaque O, chaque O a 2 doublets non-liants
- $\text{CH}_4$ : C avec 4 liaisons simples vers H, aucun doublet non-liant sur C
Exemple — schéma de Lewis de $\text{HCN}$. H a 1 électron de valence, C en a 4, N en a 5. H partage 1 avec C (liaison simple) ; C partage 3 avec N (liaison triple). N garde 1 doublet non-liant. Bilan : H–C≡N.
Attention ! Dans un schéma de Lewis, on doit vérifier que le total d'électrons représentés (doublets × 2) est égal à la somme des électrons de valence de tous les atomes.
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Géométrie des molécules : modèle VSEPR
Connaître le schéma de Lewis permet de prévoir la géométrie (forme dans l'espace) d'une molécule grâce au modèle VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion — répulsion des paires d'électrons de la couche de valence).
Principe VSEPR. Les doublets (liants et non-liants) autour d'un atome se repoussent mutuellement et adoptent une disposition qui maximise les angles entre eux pour minimiser les répulsions.
On désigne la géométrie par la formule $\text{AX}_n\text{E}_m$ :
- A = atome central
- X = atome lié (ou groupe d'atomes) — chaque liaison compte pour 1, quelle que soit sa multiplicité
- E = doublet non-liant sur A
| Formule | n+m | Géométrie | Angle de liaison | Exemple |
|---|---|---|---|---|
| AX₂ | 2 | Linéaire | 180° | $\text{CO}_2$, $\text{HCN}$ |
| AX₃ | 3 | Plane trigonale | 120° | $\text{BF}_3$, $\text{SO}_3$ |
| AX₂E | 3 | Angulaire | ~117° | $\text{SO}_2$ |
| AX₄ | 4 | Tétraédrique | 109,5° | $\text{CH}_4$ |
| AX₃E | 4 | Pyramidale | ~107° | $\text{NH}_3$ |
| AX₂E₂ | 4 | Angulaire | ~104,5° | $\text{H}_2\text{O}$ |
Astuce. Les doublets non-liants repoussent plus que les doublets liants : l'angle diminue quand le nombre de doublets non-liants sur A augmente (CH₄ : 109,5° → NH₃ : 107° → H₂O : 104,5°).
Résumé des géométries VSEPR selon la formule AXₙEₘ de l'atome central.
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Polarité des liaisons et des molécules
Électronégativité. L'électronégativité $\chi$ mesure la capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison vers lui. Elle augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans un groupe.
Si les deux atomes d'une liaison ont des électronégativités différentes, la liaison est polarisée : les électrons sont attirés vers l'atome le plus électronégatif, qui porte une charge partielle $\delta^-$ (et l'autre $\delta^+$).
Moment dipolaire de liaison. On représente la polarité d'une liaison A–B par un vecteur $\vec{\mu}$ orienté de A (δ+) vers B (δ−) si B est plus électronégatif. L'unité est le Debye (D) ou le $\text{C·m}$.
La polarité d'une molécule dépend :
- de la polarité des liaisons (différences d'électronégativité)
- de la géométrie de la molécule (les moments dipolaires peuvent se compenser)
Exemple. $\text{CO}_2$ : deux liaisons C=O polaires mais molécule linéaire → les deux moments dipolaires sont égaux et opposés, ils se compensent → molécule apolaire.
$\text{H}_2\text{O}$ : deux liaisons O–H polaires, molécule coudée → les moments ne se compensent pas → molécule polaire ($\mu \neq 0$).
$\text{H}_2\text{O}$ : deux liaisons O–H polaires, molécule coudée → les moments ne se compensent pas → molécule polaire ($\mu \neq 0$).
Attention ! Une molécule contenant des liaisons polaires n'est pas forcément polaire : il faut toujours vérifier si la géométrie permet ou non la compensation des moments dipolaires.
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Méthode : construire un schéma de Lewis
Voici la méthode systématique pour construire le schéma de Lewis d'une molécule :
Méthode en 5 étapes.
1. Calculer le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes.
2. Identifier l'atome central (généralement le moins électronégatif, jamais H).
3. Tracer les liaisons simples entre l'atome central et les atomes périphériques (utilise 2 e⁻ par liaison).
4. Distribuer les électrons restants en doublets non-liants sur les atomes périphériques d'abord (pour satisfaire l'octet/duet), puis sur l'atome central.
5. Si l'atome central n'a pas encore 8 e⁻, transformer des doublets non-liants d'un atome périphérique en doublets liants (former des liaisons multiples).
1. Calculer le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes.
2. Identifier l'atome central (généralement le moins électronégatif, jamais H).
3. Tracer les liaisons simples entre l'atome central et les atomes périphériques (utilise 2 e⁻ par liaison).
4. Distribuer les électrons restants en doublets non-liants sur les atomes périphériques d'abord (pour satisfaire l'octet/duet), puis sur l'atome central.
5. Si l'atome central n'a pas encore 8 e⁻, transformer des doublets non-liants d'un atome périphérique en doublets liants (former des liaisons multiples).
Exemple — $\text{SO}_2$.
1. S : 6 e⁻ de valence ; O : 6 × 2 = 12 e⁻ → total = 18 e⁻.
2. Atome central : S.
3. 2 liaisons simples S–O → 4 e⁻ utilisés ; il reste 14 e⁻.
4. Compléter les O (3 doublets chacun = 12 e⁻ utilisés) ; il reste 2 e⁻ → 1 doublet sur S.
5. S n'a que 6 e⁻ (1 liaison + 1 doublet + 1 liaison = 6) → transformer 1 doublet d'un O en liaison double avec S.
Résultat : S=O et S–O avec doublets non-liants. (En réalité SO₂ a une structure mésomère, mais pour le programme 1re on admet l'une ou l'autre.)
1. S : 6 e⁻ de valence ; O : 6 × 2 = 12 e⁻ → total = 18 e⁻.
2. Atome central : S.
3. 2 liaisons simples S–O → 4 e⁻ utilisés ; il reste 14 e⁻.
4. Compléter les O (3 doublets chacun = 12 e⁻ utilisés) ; il reste 2 e⁻ → 1 doublet sur S.
5. S n'a que 6 e⁻ (1 liaison + 1 doublet + 1 liaison = 6) → transformer 1 doublet d'un O en liaison double avec S.
Résultat : S=O et S–O avec doublets non-liants. (En réalité SO₂ a une structure mésomère, mais pour le programme 1re on admet l'une ou l'autre.)
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Exemples et applications
Récapitulatif sur des molécules du programme :
| Molécule | Formule brute | Liaison(s) | Géométrie | Polaire ? |
|---|---|---|---|---|
| Eau | $\text{H}_2\text{O}$ | 2 × O–H simples | Angulaire (AX₂E₂) | Oui |
| Méthane | $\text{CH}_4$ | 4 × C–H simples | Tétraédrique (AX₄) | Non |
| Ammoniac | $\text{NH}_3$ | 3 × N–H simples | Pyramidale (AX₃E) | Oui |
| Dioxyde de carbone | $\text{CO}_2$ | 2 × C=O doubles | Linéaire (AX₂) | Non |
| Éthylène | $\text{C}_2\text{H}_4$ | C=C double + C–H | Plane (autour de C) | Non |
| Chlorure d'hydrogène | $\text{HCl}$ | 1 × H–Cl simple | Linéaire (AX) | Oui |
Astuce bilan. Pour déterminer rapidement si une molécule est polaire : 1) vérifier qu'il y a des liaisons polaires (différences d'électronégativité) ; 2) voir si la géométrie est symétrique (les moments se compensent) ou asymétrique (polaire).
Flashcards — associe chaque molécule à sa géométrie VSEPR.
En bref
- Les électrons de valence (couche externe) participent aux liaisons chimiques.
- Règle de l'octet : les atomes des périodes 2 et 3 tendent à acquérir 8 électrons (2 pour H).
- Une liaison covalente résulte de la mise en commun d'un doublet d'électrons entre deux atomes.
- Le schéma de Lewis montre tous les doublets liants et non-liants ; méthode en 5 étapes.
- Le modèle VSEPR (formule AXₙEₘ) prédit la géométrie : linéaire, plane, tétraédrique, pyramidale ou angulaire.
- La polarité d'une molécule dépend des liaisons polaires ET de la géométrie (compensation possible des moments dipolaires).
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