Ressources · 1ʳᵉ · Spécialité Physique-Chimie
Fiche de révision : De la structure à la polarité d'une entité
Établir le schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion, repérer une lacune électronique, prévoir la géométrie d’une entité, utiliser l’électronégativité pour trouver les liaisons polarisées et décider si une molécule est polaire ou apolaire.
De la structure à la polarité d’une entité
Fiche méthode
(Physique-chimie spécialité première · Constitution et transformations de la matière · De la structure à la polarité d’une entité)
La démarche, de la formule à la polarité
1. Je compte. Électrons de valence (colonne du tableau), moins la charge pour un ion ; doublets = total ÷ 2.
2. Je dessine le schéma de Lewis. Liaisons (H 1, C 4, N 3, O 2, halogène 1), liaisons multiples si besoin, doublets non liants ; je vérifie duet, octet, total ; lacune s’il manque 2 électrons.
3. J’en déduis la géométrie. Directions = atomes liés + doublets non liants ; forme nommée d’après les atomes.
4. Je conclus sur la polarité. Δχ de chaque liaison (≥ 0,4 : polarisée), charges δ, puis G+ et G− confondus ou non.
Cas 1 · Établir le schéma de Lewis d’une molécule
Réflexe — total des électrons de valence ÷ 2 = doublets ; liaisons d’abord, doublets non liants ensuite ; je vérifie duet, octet et total.
Exemple. Schéma de Lewis du chlorométhane CH₃Cl (C : colonne 14 ; Cl : colonne 17).
4 + 3 × 1 + 7 = 14 électrons, soit 7 doublets. C au centre : 3 liaisons C–H et 1 liaison C–Cl (4 doublets liants) ; il reste 3 doublets non liants, sur Cl. Contrôle : 4 + 3 = 7 ; Cl entouré de 2 + 6 = 8.
Attention — H et les halogènes sont en bout de chaîne : ils ne forment qu’une liaison.
Cas 2 · Schéma d’un ion, lacune
Réflexe — électrons à placer = somme des électrons de valence − charge ; crochets et charge ; charge d’un atome = électrons de valence − liaisons − 2 × doublets non liants.
Exemple. Schéma de Lewis de l’ion hydrogénosulfure HS⁻ (S : colonne 16).
6 + 1 + 1 = 8 électrons, soit 4 doublets : 1 liaison S–H et 3 doublets non liants sur S. Charge de S : 6 − 1 − 2 × 3 = −1.
Attention — pour un cation, on RETIRE des électrons ; une lacune est une place vide, pas un doublet.
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Cas 3 · Prévoir la géométrie
Réflexe — directions = atomes liés + doublets non liants ; 2 linéaire, 3 triangulaire plane, 4 tétraédrique ; je nomme d’après les atomes.
Exemple. Géométrie du dichlorométhane CH₂Cl₂ (carbone central).
4 + 2 × 1 + 2 × 7 = 20 électrons, soit 10 doublets : 4 liaisons autour de C, 3 doublets non liants sur chaque Cl (4 + 6 = 10). Autour de C : 4 directions, aucun doublet non liant : molécule tétraédrique, angles voisins de 109,5°.
Attention — une liaison double compte pour une seule direction ; 4 directions dont 1 doublet non liant : pyramidale.
Cas 4 · Liaison polarisée ou non
Réflexe — Δχ = grand χ − petit χ ; Δχ ≥ 0,4 : polarisée, δ− sur le plus électronégatif.
Exemple. Les liaisons Se–H et Si–O sont-elles polarisées ? (χ(H) = 2,20 ; χ(Se) = 2,55 ; χ(Si) = 1,90 ; χ(O) = 3,44)
Se–H : Δχ = 2,55 − 2,20 = 0,35 < 0,4 : non polarisée. Si–O : Δχ = 3,44 − 1,90 = 1,54 ≥ 0,4 : polarisée, Siδ+–Oδ−.
Attention — δ− va toujours sur l’atome le PLUS électronégatif.
Cas 5 · Molécule polaire ou apolaire
Réflexe — liaisons polarisées ? géométrie ? charges δ ? G+ et G− confondus → apolaire, distincts → polaire.
Exemple. Le tétrachlorure de silicium SiCl₄ est-il polaire ? (χ(Si) = 1,90 ; χ(Cl) = 3,16)
Δχ = 3,16 − 1,90 = 1,26 : 4 liaisons polarisées, Siδ+, Clδ−. 4 directions, aucun doublet non liant : tétraédrique. G− est au centre du tétraèdre des 4 Cl, c’est-à-dire sur Si, où est G+ : SiCl₄ est apolaire.
Attention — des liaisons polarisées ne suffisent pas : c’est la géométrie qui décide.
Les pièges
- Oublier les doublets non liants des halogènes (3 chacun) ou de l’oxygène (2).
- Ajouter des électrons pour un cation : NH₄⁺ a 5 + 4 − 1 = 8 électrons de valence.
- Compter une liaison double pour deux directions dans la géométrie.
- Dire « tétraédrique » pour NH₃ : avec un doublet non liant, la forme est pyramidale.
- Mettre δ− sur l’atome le moins électronégatif.
- Conclure « molécule polaire » dès qu’une liaison est polarisée, sans regarder la symétrie.
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