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Liaisons chimiques et molécules

Comprendre comment les atomes s'associent.

Chimie Seconde Chapitre 3 / 8 ⏱ 8 h

Ce que tu sauras faire à la fin

  • Établir la formule de Lewis d'une molécule
  • Prévoir la géométrie d'une molécule simple
  • Distinguer liaison covalente et ionique

Regarde autour de toi : l'eau que tu bois, le sel que tu ajoutes dans la sauce, l'air que tu respires, le sucre dans ton thé… Tout cela est fait d'atomes. Mais des atomes isolés, tu n'en trouveras presque jamais dans la nature : ils s'associent, par paires ou par milliers, pour former des molécules (H2O\text{H}_2\text{O}, CO2\text{CO}_2…) ou des solides ioniques (le sel, NaCl\text{NaCl}). Ce chapitre répond à une question simple en apparence : pourquoi et comment les atomes s'attachent-ils les uns aux autres ?

Tu sais déjà, depuis le chapitre sur la structure de l'atome, qu'un atome est un noyau entouré d'électrons rangés en couches (K, L, M…), et que le tableau périodique classe les éléments selon leur nombre d'électrons externes. On va maintenant utiliser ces deux idées pour comprendre l'architecture des molécules : quels atomes se lient, combien de liaisons ils forment, et surtout, quelle forme dans l'espace prend le résultat — une information invisible sur le papier mais essentielle en chimie, en biologie et en pharmacie.

À la fin de ce chapitre, tu sauras établir la formule de Lewis d'une molécule usuelle, prévoir sa géométrie (linéaire, coudée, pyramidale, tétraédrique) et la représenter en trois dimensions, distinguer une liaison covalente d'une liaison ionique, et expliquer pourquoi une molécule aussi simple que l'eau est polaire — ce qui explique, entre autres, qu'elle dissout le sel et pas l'huile.

C'est un chapitre où l'on dessine autant que l'on calcule : prends l'habitude de refaire chaque schéma toi-même, au brouillon, doublet par doublet. C'est la meilleure façon de retenir durablement ces règles, qui te resserviront pendant toute ta scolarité scientifique.

1Règles du duet et de l'octet

1.1  Pourquoi les atomes se lient

Les gaz nobles (hélium, néon, argon…) sont les seuls éléments que l'on trouve naturellement à l'état d'atomes isolés, sans jamais réagir avec quoi que ce soit. Leur point commun : leur couche électronique externe est saturée. Tous les autres atomes, eux, ont une couche externe incomplète, et « cherchent » — en formant des liaisons ou en devenant des ions — à obtenir une configuration électronique externe identique à celle du gaz noble le plus proche dans le tableau périodique. C'est le moteur de toute la chimie des liaisons.

Définition

Une liaison chimique est une interaction qui unit deux atomes en modifiant leur environnement électronique externe, de façon à leur donner tous deux une configuration électronique stable, semblable à celle d'un gaz noble.

1.2  La règle du duet

Définition — règle du duet

Les atomes d'hydrogène (Z=1Z=1) et d'hélium (Z=2Z=2) n'ont qu'une seule couche électronique, la couche K, qui est saturée à 2 électrons. Un atome d'hydrogène cherche donc à s'entourer de 22 électrons sur sa couche K : c'est la règle du duet.

L'hydrogène ne possède qu'un seul électron ; il lui en manque un pour saturer sa couche K à 2. C'est pour cela qu'un atome d'hydrogène ne forme jamais qu'une seule liaison covalente.

1.3  La règle de l'octet

Définition — règle de l'octet

Pour les éléments dont la couche externe est L ou M (numéro atomique de 33 à 1818 environ), la stabilité correspond à 8 électrons sur la couche externe — comme le néon (Z=10Z=10) ou l'argon (Z=18Z=18). Chaque atome évolue de façon à acquérir cette couche externe à 88 électrons : c'est la règle de l'octet.

Attention

La règle de l'octet porte sur la couche externe uniquement, pas sur le nombre total d'électrons de l'atome. Le chlore (Z=17Z=17) a 1717 électrons en tout, répartis (K)2(L)8(M)7(K)^2(L)^8(M)^7 : c'est bien sa couche externe M, à 77 électrons, qui doit atteindre 88 — pas l'atome entier.

Exemple — électrons externes et électrons manquants

Pour chaque atome, on lit sa configuration électronique, on identifie la couche externe, et on compte combien d'électrons il lui manque pour atteindre 88 (ou 22 pour l'hydrogène).

AtomeConfigurationÉlectrons externesManquants
H (Z=1Z=1)(K)1(K)^11111 (règle du duet)
C (Z=6Z=6)(K)2(L)4(K)^2(L)^44444
N (Z=7Z=7)(K)2(L)5(K)^2(L)^55533
O (Z=8Z=8)(K)2(L)6(K)^2(L)^66622
Cl (Z=17Z=17)(K)2(L)8(M)7(K)^2(L)^8(M)^77711
Méthode — trouver le nombre de liaisons que forme un atome

On repère la couche externe de l'atome et son nombre d'électrons nn. Le nombre de liaisons covalentes qu'il forme habituellement est le nombre d'électrons qu'il lui manque pour atteindre 88 (ou 22 pour H) :

  1. nombre de liaisons =8−n= 8 - npour les atomes suivant la règle de l'octet
  2. nombre de liaisons =2−n= 2 - npour l'hydrogène (règle du duet)
Chimie & Co — la naissance de la règle de l'octet

En 1916, le chimiste américain Gilbert Newton Lewis publie un article fondateur où il imagine l'atome comme un petit cube dont les huit sommets peuvent accueillir des électrons : c'est le premier modèle expliquant pourquoi tant de composés stables comptent 88 électrons externes. La même année, l'Allemand Walther Kössel propose, de son côté, que certains atomes se stabilisent en cédant ou captant des électrons plutôt qu'en les partageant — posant ainsi les bases de la liaison ionique que tu découvriras en section 5. Lewis abandonnera vite l'image du cube, mais gardera toute sa vie le symbolisme des points représentant les électrons externes, celui-là même que tu utilises aujourd'hui.

2Liaison covalente simple, double, triple

2.1  Mise en commun d'un doublet

Définition — liaison covalente

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes mettent en commun chacun un électron de leur couche externe, formant ainsi un doublet liant (une paire de deux électrons) partagé entre les deux atomes. Chaque atome « compte » ce doublet dans sa propre couche externe : les deux atomes complètent ainsi, simultanément, leur duet ou leur octet.

Prends l'exemple le plus simple : la molécule de dihydrogène H2\text{H}_2. Chaque atome H possède un seul électron externe ; en mettant chacun un électron en commun, ils forment un doublet liant que les deux atomes comptent pour 22 électrons — chacun satisfait alors la règle du duet.

Exemple — compter les électrons de H2\text{H}_2 et Cl2\text{Cl}_2
  1. H2\text{H}_2 : chaque H apporte 11 électron externe
  2. ⇒\Rightarrow11 doublet liant partagé, chaque H « voit » 22 électronsrègle du duet respectée
  3. Cl2\text{Cl}_2 : chaque Cl apporte 11 électron sur ses 77 externes
  4. ⇒\Rightarrow11 doublet liant ++ 33 doublets non liants par atome, chaque Cl « voit » 88 électronsrègle de l'octet respectée
Définition — doublet non liant

Un doublet non liant (ou « paire libre ») est une paire de deux électrons de la couche externe d'un atome qui n'est pas partagée avec un autre atome : elle reste localisée sur cet atome seul. On la distingue du doublet liant, partagé entre deux atomes voisins.

2.2  Liaisons doubles et triples

Un seul doublet liant ne suffit pas toujours. Si, après avoir formé une liaison simple, un atome n'a toujours pas atteint son octet, les deux atomes peuvent mettre en commun un deuxième, voire un troisième doublet : on parle alors de liaison double ou de liaison triple.

Propriété

Deux atomes peuvent partager 11, 22 ou 33 doublets liants :

  • liaison simple : 11 doublet liant, notée par un trait A−B\text{A}-\text{B} ;
  • liaison double : 22 doublets liants, notée par deux traits A=B\text{A}=\text{B} ;
  • liaison triple : 33 doublets liants, notée par trois traits A≡B\text{A}\equiv\text{B}.
Exemple — le dioxygène O2\text{O}_2 et le diazote N2\text{N}_2
  1. O (Z=8Z=8) : 66 électrons externes, il en manque 22
  2. ⇒\Rightarrowchaque O partage 22 doublets avec l'autre : liaison double O=O\text{O}=\text{O}
  3. il reste alors 22 doublets non liants sur chaque atome O
  4. N (Z=7Z=7) : 55 électrons externes, il en manque 33
  5. ⇒\Rightarrowchaque N partage 33 doublets avec l'autre : liaison triple N≡N\text{N}\equiv\text{N}
  6. il reste alors 11 doublet non liant sur chaque atome N
Un, deux ou trois doublets liants entre deux atomes HH H–H : 1 doublet liant OO O=O : 2 doublets liants NN N≡N : 3 doublets liants
Figure 1 — Selon le nombre d'électrons manquants, deux atomes partagent un, deux ou trois doublets liants : la liaison est simple, double ou triple. Les points isolés représentent les doublets non liants restant sur chaque atome.

2.3  Combien de liaisons un atome forme-t-il ?

Dans l'immense majorité des molécules que tu rencontreras en Seconde, chaque élément forme un nombre caractéristique de liaisons covalentes, directement lié au nombre d'électrons qui lui manque pour compléter sa couche externe.

AtomeHONCCl
Liaisons formées1122334411
Doublets non liants0022110033
Attention

Un atome de carbone forme toujours quatre liaisons covalentes (simples, ou regroupées en doubles/triples), jamais trois, jamais cinq. C'est l'erreur la plus fréquente lors de la construction d'une formule de Lewis : oublier une liaison du carbone, ou lui en attribuer une de trop. Vérifie systématiquement en comptant.

Retiens bien ce tableau : il te servira dans toute la suite du chapitre, en particulier pour construire les formules de Lewis de la section 3 sans tâtonner.

3Formule de Lewis

3.1  Étapes pour construire une formule de Lewis

Définition

La formule de Lewis d'une molécule est une représentation qui fait apparaître tous les atomes, tous les doublets liants (les liaisons covalentes, notées par des traits) et tous les doublets non liants portés par chaque atome.

Méthode — construire une formule de Lewis
  1. Compter le nombre total d'électrons de valence (somme des électrons externes de tous les atomes de la molécule).
  2. Repérer l'atome central : c'est en général celui qui forme le plus de liaisons ; l'hydrogène n'est jamais central, il n'a qu'une seule liaison.
  3. Relier les atomes par des doublets liants, en respectant pour chacun le nombre de liaisons du tableau de la section 2.
  4. Compléter chaque atome (sauf H) par des doublets non liants, jusqu'à ce qu'il atteigne l'octet.
  5. Vérifier : (nombre de doublets liants ++ non liants) ×2\times 2 doit être égal au nombre d'électrons de valence compté à l'étape 1.

3.2  Exemples pas à pas

Exemple — construire la molécule d'eau H2O\text{H}_2\text{O}
  1. électrons de valence =2×1(H)+6(O)=8= 2\times 1(\text{H}) + 6(\text{O}) = 8soit 44 doublets à placer
  2. atome central : O (il forme 22 liaisons, H n'en forme qu'une)
  3. on relie O aux deux H par 22 doublets liants ⇒\Rightarrow 44 électrons utilisés
  4. il reste 8−4=48-4=4 électrons, soit 22 doublets non liants sur O
  5. ⇒\RightarrowO porte 22 doublets liants ++ 22 doublets non liants =8= 8 électronsoctet vérifié
Exemple — construire le dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2
  1. électrons de valence =4(C)+2×6(O)=16= 4(\text{C}) + 2\times 6(\text{O}) = 16soit 88 doublets
  2. atome central : C (il forme 44 liaisons)
  3. une liaison simple C−O\text{C}-\text{O} de chaque côté ne donnerait que 22 liaisons à C : insuffisant
  4. ⇒\RightarrowC forme une liaison double avec chaque O : O=C=O\text{O}=\text{C}=\text{O}
  5. 44 doublets liants utilisés (88 électrons) ; il reste 16−8=816-8=8 électrons
  6. ⇒\Rightarrowsoit 22 doublets non liants sur chaque atome Ochaque O porte alors 2+2×2=82+2\times2=8 électrons ; C porte 4×2=84\times2=8 électrons

La méthode est la même pour NH3\text{NH}_3 et CH4\text{CH}_4 : l'azote (33 liaisons, 11 doublet non liant) et le carbone (44 liaisons, 00 doublet non liant). La figure ci-dessous rassemble les quatre formules de Lewis les plus utiles du programme.

H₂O — eau OHH NH₃ — ammoniac NHHH CH₄ — méthane CHHHH CO₂ — dioxyde de carbone COO
Figure 2 — Formules de Lewis de quatre molécules usuelles : un trait par doublet liant, deux points par doublet non liant. Remarque les deux doublets non liants de O dans l'eau, le seul de N dans l'ammoniac, et l'absence de doublet non liant sur C.
Attention

Ne confonds pas un doublet liant (un trait entre deux atomes) et un doublet non liant (deux points portés par un seul atome). L'erreur classique est d'oublier les doublets non liants de O ou de N : une formule de Lewis incomplète fausse ensuite toute la prévision de géométrie de la section 4.

3.3  Formules brutes, développées, semi-développées ; isomères

Définition

La formule brute indique seulement la nature et le nombre des atomes (C2H6O\text{C}_2\text{H}_6\text{O}), sans aucune information sur leur agencement. La formule développée représente tous les atomes et toutes les liaisons, y compris celles avec l'hydrogène. La formule semi-développée ne détaille que le squelette et les liaisons avec les atomes autres que l'hydrogène (CH3−CH2−OH\text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{OH}).

Définition — isomères

Deux molécules sont des isomères si elles ont la même formule brute mais une formule développée différente — donc un agencement différent des atomes. Des isomères sont des espèces chimiques distinctes, aux propriétés physiques et chimiques généralement différentes.

La formule brute C2H6O\text{C}_2\text{H}_6\text{O} correspond à deux molécules bien réelles et bien différentes : l'éthanol (l'alcool des boissons fermentées, liquide à température ambiante) et le méthoxyméthane, ou diméthyléther (un gaz utilisé comme propulseur d'aérosol). La différence tient uniquement à la position de l'atome d'oxygène.

Éthanol — CH₃–CH₂–OH CCO HHHHHH Méthoxyméthane — CH₃–O–CH₃ COC HHHHHH
Figure 3 — Deux isomères de formule brute C2H6O\text{C}_2\text{H}_6\text{O} : dans l'éthanol, l'oxygène est en bout de chaîne ; dans le méthoxyméthane, il est entre les deux carbones. Même formule brute, molécules différentes.
Chimie & Co — un mot inventé pour un phénomène troublant

C'est le chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius qui, en 1830, forge le mot « isomérie » (du grec isos, égal, et meros, partie) pour décrire des composés de même composition mais de propriétés différentes — un phénomène qui déconcertait alors les chimistes, habitués à penser qu'une formule brute suffisait à identifier une substance. La distinction entre éthanol et méthoxyméthane, aujourd'hui triviale grâce à la formule développée, a mis plusieurs décennies à être comprise.

4Géométrie des molécules

4.1  La répulsion des doublets

Propriété — répulsion des doublets

Autour d'un atome central, les doublets (liants et non liants) sont tous porteurs d'électrons, donc de charges négatives : ils se repoussent mutuellement. La molécule adopte, dans l'espace, la géométrie qui les éloigne le plus possible les uns des autres. C'est la formule de Lewis — et elle seule — qui indique combien de doublets entourent l'atome central, donc quelle géométrie prévoir.

Idée de la répulsion

Avec 44 doublets à répartir autour d'un même atome, l'arrangement qui les sépare le plus est celui qui pointe vers les 44 sommets d'un tétraèdre régulier : l'angle entre deux directions vaut alors 109,5°109{,}5°. Un doublet non liant, plus « ramassé » autour de l'atome central qu'un doublet liant étiré vers un autre noyau, repousse davantage ses voisins : sa présence referme légèrement les angles entre les liaisons restantes. C'est pourquoi l'angle H−N−H\text{H}-\text{N}-\text{H} de NH3\text{NH}_3 (≈107°\approx 107°, 11 doublet non liant) et l'angle H−O−H\text{H}-\text{O}-\text{H} de H2O\text{H}_2\text{O} (≈104,5°\approx 104{,}5°, 22 doublets non liants) sont un peu inférieurs à 109,5°109{,}5°.

4.2  Les géométries types

Doublets liantsDoublets non liantsGéométrieAngleExemple
2200linéaire180°180°CO2\text{CO}_2
4400tétraédrique109,5°109{,}5°CH4\text{CH}_4
3311pyramidale≈107°\approx 107°NH3\text{NH}_3
2222coudée≈104,5°\approx 104{,}5°H2O\text{H}_2\text{O}
Méthode — prévoir la géométrie d'une molécule

On part de la formule de Lewis correcte de la molécule. On compte, autour de l'atome central, le nombre de doublets liants et le nombre de doublets non liants. On lit alors la géométrie correspondante dans le tableau ci-dessus.

Exemple — géométrie de CH4\text{CH}_4 et de H2O\text{H}_2\text{O}
  1. CH4\text{CH}_4 : C porte 44 doublets liants, 00 non liant
  2. ⇒\Rightarrowgéométrie tétraédrique, angles 109,5°109{,}5°
  3. H2O\text{H}_2\text{O} : O porte 22 doublets liants, 22 non liants
  4. ⇒\Rightarrowgéométrie coudée, angle ≈104,5°\approx 104{,}5°

4.3  La représentation de Cram

Définition — représentation de Cram

La représentation de Cram figure une molécule en perspective, avec trois types de traits : un trait plein pour une liaison dans le plan de la feuille, un triangle plein (pointe vers l'atome central) pour une liaison qui sort du plan vers toi, et des tirets pour une liaison qui s'éloigne derrière la feuille.

CH₄ — tétraédrique (109,5°) CHHHH NH₃ — pyramidale (≈107°) NHHH H₂O — coudée (≈104,5°) OHH trait plein = dans le plan · triangle plein = vers l'avant · tirets = vers l'arrière
Figure 4 — Les trois géométries obligatoires du programme en représentation de Cram. Les doublets non liants (points) occupent aussi une direction dans l'espace, même s'ils ne relient aucun second atome.
Attention

Une formule de Lewis dessinée à plat sur le papier, avec des angles de 90°90° ou 180°180° « pour faire joli », ne représente pas la vraie forme de la molécule : elle indique seulement quels atomes sont liés et combien de doublets il y a. Seule l'étape suivante — compter les doublets autour de l'atome central puis appliquer le tableau des géométries — donne la vraie forme dans l'espace.

5Liaison ionique

5.1  Formation des ions

Certains atomes, plutôt que de partager des électrons comme dans la liaison covalente, trouvent plus facile de céder ou de capter purement et simplement un ou plusieurs électrons pour atteindre la configuration électronique du gaz noble le plus proche. C'est particulièrement vrai pour les métaux (peu d'électrons externes, faciles à perdre) et certains non-métaux très avides d'électrons.

Définition — ion

Un ion est un atome (ou un groupe d'atomes) ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Un cation (charge positive) résulte d'une perte d'électrons ; un anion (charge négative) résulte d'un gain d'électrons.

Exemple — du sodium et du chlore aux ions Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-}
  1. Na (Z=11Z=11) : (K)2(L)8(M)1(K)^2(L)^8(M)^1, 11 électron externe
  2. ⇒\RightarrowNa perd cet électron : Na→Na++e−\text{Na} \rightarrow \text{Na}^{+} + \text{e}^{-}Na⁺ a la configuration du néon, (K)2(L)8(K)^2(L)^8
  3. Cl (Z=17Z=17) : (K)2(L)8(M)7(K)^2(L)^8(M)^7, il lui manque 11 électron
  4. ⇒\RightarrowCl capte un électron : Cl+e−→Cl−\text{Cl} + \text{e}^{-} \rightarrow \text{Cl}^{-}Cl⁻ a la configuration de l'argon, (K)2(L)8(M)8(K)^2(L)^8(M)^8

5.2  La liaison ionique et le cristal ionique

Définition — liaison ionique

La liaison ionique résulte de l'attraction électrostatique entre un cation et un anion, de charges opposées. Contrairement à la liaison covalente, elle ne met en jeu aucun doublet partagé. Dans un solide ionique, chaque ion est entouré de plusieurs ions de signe opposé, formant un empilement ordonné et régulier appelé cristal ionique.

Du transfert d'électron à la liaison ionique 1 électron cédé de Na vers Cl e⁻ NaCl attraction électrostatique → liaison ionique Na⁺Cl⁻ config. du néon (8 é. ext.)config. de l'argon (8 é. ext.)
Figure 5 — Le sodium cède l'électron que le chlore capte : les deux atomes atteignent ainsi la règle de l'octet sous forme d'ions, qui s'attirent alors électrostatiquement.
Attention

Il n'existe pas de « molécule » de NaCl\text{NaCl} : le chlorure de sodium solide est un cristal ionique, un empilement de très nombreux ions Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-} en alternance régulière. La formule NaCl\text{NaCl} indique seulement le rapport 1:11:1 entre les deux types d'ions, pas une entité isolée.

Chimie & Co — voir l'intérieur d'un cristal

En 1913, le physicien anglais William Henry Bragg et son fils William Lawrence Bragg, alors âgé de 2222 ans, utilisent la toute nouvelle technique de la diffraction des rayons X pour déterminer, pour la première fois, l'arrangement exact des atomes dans un cristal — celui du chlorure de sodium. Ils démontrent qu'il n'y a, dans le sel, aucune paire Na−Cl\text{Na}-\text{Cl} isolée : chaque ion est entouré de six ions de signe opposé, à égale distance. Ce résultat, qui confirme les idées de Kössel, vaudra aux Bragg le prix Nobel de physique en 1915 — le père et le fils formant, encore aujourd'hui, le seul binôme parent-enfant ainsi récompensé ensemble.

5.3  Exemples usuels et formules ioniques

Propriété — neutralité électrique

Un solide ionique est toujours électriquement neutre : la charge positive totale des cations compense exactement la charge négative totale des anions. C'est ce qui fixe les proportions dans la formule.

Exemple — établir la formule du chlorure de magnésium

L'ion magnésium est Mg2+\text{Mg}^{2+} (Mg perd ses 22 électrons externes) ; l'ion chlorure est Cl−\text{Cl}^{-}.

  1. charge totale positive =2×n(Mg2+)= 2 \times n(\text{Mg}^{2+})
  2. charge totale négative =1×n(Cl−)= 1 \times n(\text{Cl}^{-})
  3. neutralité : 2×n(Mg2+)=1×n(Cl−)2 \times n(\text{Mg}^{2+}) = 1\times n(\text{Cl}^{-})
  4. ⇒\Rightarrowpour 11 ion Mg2+\text{Mg}^{2+}, il faut 22 ions Cl−\text{Cl}^{-}
  5. formule : MgCl2\text{MgCl}_2

Même logique pour l'oxyde de calcium CaO\text{CaO} (Ca2+\text{Ca}^{2+} et O2−\text{O}^{2-}, charges déjà égales, rapport 1:11:1) ou le chlorure de sodium NaCl\text{NaCl} (Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-}, rapport 1:11:1). Tu retrouveras cette méthode chaque fois que tu devras écrire la formule d'un composé ionique.

6Polarité et interactions

6.1  Électronégativité

Définition — électronégativité

L'électronégativité d'un atome mesure sa capacité à attirer vers lui les électrons d'un doublet liant qu'il partage avec un autre atome. Plus elle est grande, plus l'atome « garde » les électrons de la liaison près de son noyau. L'échelle la plus utilisée est celle de Pauling.

AtomeHCNClO
Électronégativité (Pauling)2,202{,}202,552{,}553,043{,}043,163{,}163,443{,}44

6.2  Liaison polarisée

Définition — liaison polarisée

Lorsque deux atomes liés par covalence ont des électronégativités différentes, le doublet liant est attiré plus fortement par l'atome le plus électronégatif : la liaison est dite polarisée. L'atome le plus électronégatif porte une charge partielle négative δ−\delta^{-}, l'autre une charge partielle positive δ+\delta^{+}.

Exemple — la liaison O−H\text{O}-\text{H}

EN(O)=3,44\text{EN}(\text{O}) = 3{,}44 est nettement supérieure à EN(H)=2,20\text{EN}(\text{H}) = 2{,}20 : le doublet liant est déplacé vers O. La liaison O−H\text{O}-\text{H} est donc polarisée, avec δ−\delta^{-} sur O et δ+\delta^{+} sur H. À l'inverse, une liaison Cl−Cl\text{Cl}-\text{Cl} ou H−H\text{H}-\text{H}, entre deux atomes identiques (même électronégativité), n'est pas polarisée.

6.3  Molécule polaire ou apolaire

Attention : une liaison polarisée ne suffit pas, à elle seule, à rendre une molécule entière polaire. Il faut aussi tenir compte de sa géométrie : si les liaisons polarisées sont disposées symétriquement, leurs effets peuvent s'annuler.

Pourquoi la molécule d'eau est-elle polaire ? Oδ⁻ HH δ⁺δ⁺ μrésultante vers O EN(O) = 3,44 > EN(H) = 2,20 → liaison O–H polarisée, et molécule coudée
Figure 6 — Dans l'eau, les deux liaisons O–H sont polarisées dans la même direction générale (vers O) : comme la molécule est coudée, ces effets s'ajoutent au lieu de s'annuler, d'où un moment dipolaire μ\mu non nul.
Comparaison — l'eau polaire, le CO2\text{CO}_2 apolaire

Dans H2O\text{H}_2\text{O}, les deux liaisons O−H\text{O}-\text{H} sont polarisées, et la géométrie coudée fait que leurs effets s'additionnent : la molécule est polaire. Dans CO2\text{CO}_2, les deux liaisons C=O\text{C}=\text{O} sont, elles aussi, polarisées (O plus électronégatif que C) — mais la géométrie est linéaire et parfaitement symétrique : les deux effets, de même intensité et de sens opposé, s'annulent exactement. CO2\text{CO}_2 est donc une molécule apolaire, malgré ses liaisons polarisées.

Attention

« Liaisons polarisées » n'implique pas « molécule polaire ». C'est un piège classique : il faut toujours croiser deux informations, la polarité des liaisons (électronégativité) et la géométrie de la molécule (symétrique ou non), avant de conclure.

Chimie & Co — mesurer l'insaisissable

C'est Linus Pauling, chimiste américain deux fois lauréat du prix Nobel, qui construit en 1932 la première échelle numérique d'électronégativité, en exploitant des mesures d'énergies de liaison. Son échelle, encore utilisée aujourd'hui sous le nom d'« échelle de Pauling », attribue la valeur la plus élevée, 3,983{,}98, au fluor — l'élément le plus électronégatif du tableau périodique.

6.4  Un aperçu des interactions entre molécules

La polarité d'une molécule ne change rien à ses liaisons internes, mais elle change tout à la façon dont les molécules interagissent entre elles. Deux molécules d'eau voisines s'attirent car le pôle δ+\delta^{+} de l'une est attiré par le pôle δ−\delta^{-} de l'autre : c'est une liaison hydrogène, une interaction bien plus faible qu'une liaison covalente, mais bien plus forte que les interactions entre molécules apolaires. C'est elle qui explique que l'eau, molécule si petite, soit liquide à température ambiante — alors que des molécules apolaires de taille comparable sont gazeuses — et qu'elle dissolve si bien le sel (les ions Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-} sont entourés et stabilisés par les pôles opposés des molécules d'eau) mais pas l'huile, faite de molécules apolaires.

Fiche mémo

  • Règle du duet (H, He) : 22 électrons externes. Règle de l'octet (autres) : 88 électrons externes.
  • Liaison covalente : mise en commun d'un doublet ; simple (11), double (22) ou triple (33) doublets liants.
  • Liaisons formées : H → 11, O → 22, N → 33, C → 44, Cl → 11.
  • Formule de Lewis : traits = doublets liants, points = doublets non liants ; vérifier 2×2\times(doublets) = électrons de valence.
  • Formule brute (atomes seuls) ≠ développée (tous les atomes et liaisons) ≠ semi-développée (sans les liaisons C–H).
  • Isomères : même formule brute, formule développée différente, propriétés différentes (ex. C2H6O\text{C}_2\text{H}_6\text{O}).
  • Géométrie = comptage des doublets autour de l'atome central : 4+04+0 → tétraédrique, 3+13+1 → pyramidale, 2+22+2 → coudée, 2+02+0 → linéaire.
  • Représentation de Cram : trait plein (plan), triangle plein (vers l'avant), tirets (vers l'arrière).
  • Liaison ionique = attraction électrostatique cation/anion, après transfert (pas partage) d'électrons ; solide = cristal ionique, neutre électriquement.
  • Électronégativité : capacité à attirer les électrons d'une liaison (échelle de Pauling).
  • Liaison polarisée si électronégativités différentes ; molécule polaire seulement si en plus la géométrie est asymétrique (eau polaire, CO2\text{CO}_2 apolaire).
  • Liaison hydrogène : interaction entre molécules polaires, plus faible qu'une liaison covalente mais responsable des propriétés particulières de l'eau.

7Exercices corrigés

Comme toujours, cherche chaque exercice au brouillon avant de dérouler le corrigé : c'est en dessinant les doublets toi-même que la méthode s'installe durablement.

Niveau 1 — Application directe
1

Pour chacun des atomes suivants, donne sa configuration électronique, son nombre d'électrons externes, et le nombre d'électrons qui lui manque pour respecter la règle du duet ou de l'octet : silicium Si (Z=14Z=14) ; fluor F (Z=9Z=9) ; magnésium Mg (Z=12Z=12) ; soufre S (Z=16Z=16).

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  1. Si : (K)2(L)8(M)4(K)^2(L)^8(M)^4, 44 électrons externes, il en manque 44
  2. F : (K)2(L)7(K)^2(L)^7, 77 électrons externes, il en manque 11
  3. Mg : (K)2(L)8(M)2(K)^2(L)^8(M)^2, 22 électrons externes
  4. S : (K)2(L)8(M)6(K)^2(L)^8(M)^6, 66 électrons externes, il en manque 22

Pour Mg, compter « ce qui manque pour arriver à 88 » donnerait 66 : c'est irréaliste, il est bien plus facile pour cet atome de perdre ses 22 électrons externes que d'en gagner 66. Il formera un ion Mg2+\text{Mg}^{2+}, avec la configuration du néon (section 5).

2

D'après le tableau de la section 2, combien de liaisons covalentes forment le soufre S (comme O) et le phosphore P (comme N) ? En déduire la formule du composé hydrogéné le plus simple de chacun.

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  1. S : même colonne qu'O, forme 22 liaisons ⇒\Rightarrow composé H2S\text{H}_2\text{S}
  2. P : même colonne qu'N, forme 33 liaisons ⇒\Rightarrow composé PH3\text{PH}_3
3

Construis la formule de Lewis du sulfure d'hydrogène H2S\text{H}_2\text{S} en suivant la méthode de la section 3.

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  1. électrons de valence =2×1+6=8= 2\times 1 + 6 = 8, soit 44 doublets
  2. atome central : S (il forme 22 liaisons)
  3. 22 doublets liants S−H\text{S}-\text{H} ⇒\Rightarrow 44 électrons utilisés
  4. ⇒\Rightarrowil reste 22 doublets non liants sur SS porte alors 2+2×2=82+2\times2=8 électrons

La formule de Lewis de H2S\text{H}_2\text{S} est donc identique dans sa structure à celle de H2O\text{H}_2\text{O} : S au centre, 22 traits vers les H, 22 doublets non liants sur S.

4

Pour chaque couple (doublets liants ; doublets non liants) autour d'un atome central, donne le nom de la géométrie et l'angle approximatif : (a) 2 ; 02\,;\,0 — (b) 4 ; 04\,;\,0 — (c) 3 ; 13\,;\,1 — (d) 2 ; 22\,;\,2.

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  1. (a) 2 ; 02\,;\,0 : linéaire, 180°180°
  2. (b) 4 ; 04\,;\,0 : tétraédrique, 109,5°109{,}5°
  3. (c) 3 ; 13\,;\,1 : pyramidale, ≈107°\approx 107°
  4. (d) 2 ; 22\,;\,2 : coudée, ≈104,5°\approx 104{,}5°
5

À l'aide du tableau d'électronégativités de la section 6, dis si les liaisons suivantes sont polarisées, et si oui quel atome porte δ−\delta^{-} : C−H\text{C}-\text{H} ; O−H\text{O}-\text{H} ; Cl−Cl\text{Cl}-\text{Cl} ; N−H\text{N}-\text{H}.

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  1. C−H\text{C}-\text{H} : ΔEN=2,55−2,20=0,35\Delta\text{EN} = 2{,}55-2{,}20 = 0{,}35écart très faible, liaison considérée comme quasi non polarisée
  2. O−H\text{O}-\text{H} : ΔEN=3,44−2,20=1,24\Delta\text{EN} = 3{,}44-2{,}20=1{,}24polarisée, δ−\delta^{-} sur O
  3. Cl−Cl\text{Cl}-\text{Cl} : ΔEN=0\Delta\text{EN}=0atomes identiques, non polarisée
  4. N−H\text{N}-\text{H} : ΔEN=3,04−2,20=0,84\Delta\text{EN}=3{,}04-2{,}20=0{,}84polarisée, δ−\delta^{-} sur N
Niveau 2 — Approfondissement
6

Le chlorométhane CH3Cl\text{CH}_3\text{Cl} est formé d'un atome de carbone central, de trois H et d'un Cl. Construis sa formule de Lewis, prévois sa géométrie, puis discute sa polarité.

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  1. électrons de valence =4+3×1+7=14=4+3\times1+7=14, soit 77 doublets
  2. C central : 44 liaisons (33 vers H, 11 vers Cl) ⇒\Rightarrow 44 doublets liants
  3. ⇒\Rightarrowil reste 7−4=37-4=3 doublets non liants, tous sur ClCl porte alors 1+2×3=81+2\times3=8 électrons

Géométrie : C porte 44 doublets liants et 00 non liant ⇒\Rightarrow tétraédrique, comme CH4\text{CH}_4.

Polarité : EN(Cl)=3,16\text{EN}(\text{Cl})=3{,}16 et EN(C)=2,55\text{EN}(\text{C})=2{,}55 : la liaison C−Cl\text{C}-\text{Cl} est nettement polarisée (δ−\delta^{-} sur Cl). Contrairement à CH4\text{CH}_4, les quatre substituants de C ne sont plus identiques : la symétrie est rompue, le déséquilibre créé par la liaison C−Cl\text{C}-\text{Cl} ne peut pas être compensé. CH3Cl\text{CH}_3\text{Cl} est donc une molécule polaire.

7

Le sulfate d'aluminium, utilisé dans le traitement de l'eau, est formé d'ions Al3+\text{Al}^{3+} et d'ions sulfate SO42−\text{SO}_4^{2-}. Établis sa formule en appliquant la neutralité électrique.

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  1. charge positive totale =3×n(Al3+)=3\times n(\text{Al}^{3+})
  2. charge négative totale =2×n(SO42−)=2\times n(\text{SO}_4^{2-})
  3. neutralité : 3×n(Al3+)=2×n(SO42−)3\times n(\text{Al}^{3+}) = 2\times n(\text{SO}_4^{2-})
  4. ⇒\Rightarrowplus petit commun multiple de 33 et 22 : 6622 ions Al3+\text{Al}^{3+} (charge +6+6) pour 33 ions SO42−\text{SO}_4^{2-} (charge −6-6)
  5. formule : Al2(SO4)3\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3
8

Les couples de formules semi-développées suivants représentent-ils la même molécule, des isomères, ou deux espèces totalement différentes ? (a) CH3−CH2−OH\text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{OH} et HO−CH2−CH3\text{HO}-\text{CH}_2-\text{CH}_3 — (b) CH3−CH2−OH\text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{OH} et CH3−O−CH3\text{CH}_3-\text{O}-\text{CH}_3 — (c) CH3−CH2−OH\text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{OH} et CH3−CH2−CH2−OH\text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{CH}_2-\text{OH}.

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  1. (a) même enchaînement d'atomes, lu de droite à gauche ⇒\Rightarrow c'est la même molécule (l'éthanol), pas des isomères
  2. (b) même formule brute C2H6O\text{C}_2\text{H}_6\text{O}, enchaînements différents ⇒\Rightarrow ce sont des isomères
  3. (c) formules brutes différentes (C2H6O\text{C}_2\text{H}_6\text{O} contre C3H8O\text{C}_3\text{H}_8\text{O}) ⇒\Rightarrow deux molécules différentes, ni identiques ni isomères
9

On donne EN(S)=2,58\text{EN}(\text{S})=2{,}58. Prévois la géométrie de H2S\text{H}_2\text{S} (construite à l'exercice 3) et discute si cette molécule est polaire.

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S porte 22 doublets liants et 22 doublets non liants (exercice 3) ⇒\Rightarrow géométrie coudée, comme H2O\text{H}_2\text{O}.

  1. ΔEN(S−H)=2,58−2,20=0,38\Delta\text{EN}(\text{S}-\text{H}) = 2{,}58-2{,}20=0{,}38écart faible mais réel, liaison légèrement polarisée, δ−\delta^{-} sur S
  2. géométrie coudée ⇒\Rightarrow les effets des deux liaisons s'additionnent, comme dans l'eau

H2S\text{H}_2\text{S} est donc une molécule faiblement polaire — beaucoup moins que l'eau, car l'écart d'électronégativité S−H\text{S}-\text{H} est plus petit que O−H\text{O}-\text{H}.

Niveau 3 — Défi
10

L'éthylène, C2H4\text{C}_2\text{H}_4, est une molécule formée de deux atomes de carbone et de quatre atomes d'hydrogène.

  1. Calcule le nombre d'électrons de valence et construis sa formule de Lewis (justifie la présence d'une liaison double).
  2. Combien de directions de doublets entourent chaque atome de carbone ? En t'appuyant sur le principe de répulsion de la section 4.1, propose un nom et une valeur d'angle pour la géométrie autour de chaque carbone.
  3. Les liaisons C−H\text{C}-\text{H} et C=C\text{C}=\text{C} sont-elles polarisées ? C2H4\text{C}_2\text{H}_4 est-elle une molécule polaire ?
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1.

  1. électrons de valence =2×4+4×1=12=2\times4+4\times1=12, soit 66 doublets
  2. chaque C doit former 44 liaisons ; avec 22 liaisons C−H\text{C}-\text{H} et 11 liaison simple C−C\text{C}-\text{C}, il n'en aurait que 33
  3. ⇒\Rightarrowles deux C partagent un doublet supplémentaire : liaison double C=C\text{C}=\text{C}
  4. bilan : 44 doublets C−H\text{C}-\text{H} ++ 22 doublets de la liaison C=C\text{C}=\text{C} =6=6 doublets, tous liantsaucun doublet non liant : le compte de 1212 électrons est exact

2. Un doublet liant multiple (ici, les deux doublets de la liaison C=C\text{C}=\text{C}) pointe entièrement vers le même atome voisin : il ne compte que pour une seule direction dans l'espace. Chaque carbone porte donc 33 directions (22 vers H, 11 vers l'autre C) et 00 doublet non liant. En répartissant 33 directions le plus loin possible les unes des autres, on obtient un arrangement plan, en triangle : géométrie triangulaire plane, angles ≈120°\approx 120° — le même raisonnement que pour le tétraèdre, mais avec une direction de moins.

C₂H₄ — 3 directions, 0 doublet non liant : plan triangulaire CC HHHH ≈120°
Figure 7 — Autour de chaque carbone de l'éthylène, trois directions (deux liaisons C–H, une liaison double C=C comptée une seule fois) se répartissent à 120°120° dans un même plan.

3. C−H\text{C}-\text{H} : écart d'électronégativité très faible (exercice 5), quasi non polarisée. C=C\text{C}=\text{C} : atomes identiques, non polarisée. Toutes les liaisons étant non polarisées (ou négligeablement polarisées) et la molécule étant symétrique, C2H4\text{C}_2\text{H}_4 est apolaire.

11

Le trichlorure d'azote, NCl3\text{NCl}_3, est formé d'un atome d'azote central et de trois atomes de chlore (chacun ne formant, comme toujours, qu'une seule liaison).

  1. Calcule le nombre d'électrons de valence et construis la formule de Lewis de NCl3\text{NCl}_3.
  2. Détermine sa géométrie.
  3. Sachant que EN(Cl)=3,16>EN(N)=3,04\text{EN}(\text{Cl})=3{,}16 > \text{EN}(\text{N})=3{,}04, NCl3\text{NCl}_3 est-elle une molécule polaire ?
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1.

  1. électrons de valence =5+3×7=26= 5+3\times7=26, soit 1313 doublets
  2. N central, 33 liaisons simples N−Cl\text{N}-\text{Cl} ⇒\Rightarrow 33 doublets liants
  3. ⇒\Rightarrowil reste 13−3=1013-3=10 doublets non liants : 11 sur N, 33 sur chaque Cl (3×3=93\times3=9)1+9=101+9=10, le compte est exact

2. N porte 33 doublets liants et 11 doublet non liant : exactement la même situation que dans NH3\text{NH}_3. Géométrie pyramidale, angle ≈107°\approx 107°.

3. La liaison N−Cl\text{N}-\text{Cl} est (légèrement) polarisée, δ−\delta^{-} sur Cl. La géométrie pyramidale est asymétrique (comme celle de NH3\text{NH}_3) : les effets des trois liaisons ne peuvent pas s'annuler entièrement. NCl3\text{NCl}_3 est donc une molécule polaire.

12

Le carbonate de calcium CaCO3\text{CaCO}_3 (calcaire, craie, coquillages) contient l'ion calcium Ca2+\text{Ca}^{2+} et l'ion polyatomique carbonate CO32−\text{CO}_3^{2-}, dans lequel un atome de carbone central est lié à trois atomes d'oxygène par des doublets partagés.

  1. Quel type de liaison unit Ca2+\text{Ca}^{2+} et CO32−\text{CO}_3^{2-} ? Quel type de liaison unit le carbone aux trois oxygènes, à l'intérieur de l'ion carbonate ?
  2. Applique la neutralité électrique pour retrouver la formule CaCO3\text{CaCO}_3.
  3. En quoi CaCO3\text{CaCO}_3 diffère-t-il de NaCl\text{NaCl}, qui ne contient que des ions monoatomiques ?
Voir le corrigé détaillé

1. Entre Ca2+\text{Ca}^{2+} et l'ensemble CO32−\text{CO}_3^{2-} : attraction électrostatique entre deux ions de signes opposés ⇒\Rightarrow liaison ionique. Entre C et chaque O, à l'intérieur de l'ion carbonate : mise en commun de doublets ⇒\Rightarrow liaisons covalentes.

2.

  1. charge de Ca2+\text{Ca}^{2+} : +2+2 ; charge de CO32−\text{CO}_3^{2-} : −2-2
  2. neutralité : 2×n(Ca2+)=2×n(CO32−)2\times n(\text{Ca}^{2+}) = 2\times n(\text{CO}_3^{2-})
  3. ⇒\Rightarrowrapport 1:11:1, formule CaCO3\text{CaCO}_3

3. Dans NaCl\text{NaCl}, chaque ion est un seul atome chargé. Dans CaCO3\text{CaCO}_3, l'ion négatif CO32−\text{CO}_3^{2-} est lui-même un groupe de quatre atomes maintenus ensemble par des liaisons covalentes internes, ce groupe portant une charge globale −2-2 qui s'associe ensuite à Ca2+\text{Ca}^{2+} par liaison ionique. CaCO3\text{CaCO}_3 combine donc les deux types de liaison étudiés dans ce chapitre.

Niveau 4 — Problèmes de vie courante
13

La vinaigrette de Fatou (Dakar). Fatou prépare une vinaigrette avec de l'huile et du vinaigre (essentiellement de l'eau). Après avoir mélangé énergiquement, elle observe qu'au bout de quelques minutes, l'huile remonte à la surface : les deux liquides ne se mélangent pas.

  1. Rappelle pourquoi la molécule d'eau est polaire.
  2. L'huile est constituée de longues chaînes essentiellement faites de liaisons C−C\text{C}-\text{C} et C−H\text{C}-\text{H}. Est-elle polaire ou apolaire ?
  3. Explique, à l'aide de la notion de polarité, pourquoi l'huile et l'eau ne se mélangent pas.
Voir le corrigé détaillé

1. L'eau est coudée (O porte 22 doublets liants et 22 non liants) et la liaison O−H\text{O}-\text{H} est fortement polarisée (ΔEN=1,24\Delta\text{EN}=1{,}24) : la géométrie asymétrique empêche les deux effets de s'annuler, d'où une molécule polaire (figure 6).

2. Les liaisons C−C\text{C}-\text{C} (atomes identiques) sont non polarisées ; les liaisons C−H\text{C}-\text{H} sont quasi non polarisées (exercice 5). L'huile est donc une molécule apolaire.

3. Les molécules polaires de l'eau s'attirent fortement entre elles (pôles δ+\delta^{+} et δ−\delta^{-}) et « excluent » les molécules apolaires de l'huile, qui elles-mêmes ne s'attirent que faiblement entre elles. Les deux liquides restent donc séparés en deux phases : l'huile, moins dense, surnage.

14

Le plâtre de Fousseyni (Bamako). Fousseyni, artisan maçon, achète du gypse pour préparer du plâtre. Le gypse contient des ions calcium Ca2+\text{Ca}^{2+} et des ions sulfate SO42−\text{SO}_4^{2-}.

  1. Quel type de liaison unit ces deux ions dans le gypse ?
  2. Établis la formule du sulfate de calcium en appliquant la neutralité électrique.
  3. Le gypse retient aussi des molécules d'eau dans son réseau cristallin. Pourquoi l'eau, molécule polaire, s'insère-t-elle facilement entre les ions du cristal ?
Voir le corrigé détaillé

1. Attraction électrostatique entre un cation et un anion : liaison ionique.

2.

  1. charge de Ca2+\text{Ca}^{2+} : +2+2 ; charge de SO42−\text{SO}_4^{2-} : −2-2
  2. neutralité : 2×n(Ca2+)=2×n(SO42−)2\times n(\text{Ca}^{2+}) = 2\times n(\text{SO}_4^{2-})
  3. ⇒\Rightarrowrapport 1:11:1, formule CaSO4\text{CaSO}_4

3. Grâce à sa polarité, la molécule d'eau présente un pôle δ−\delta^{-} (sur O) qui est attiré par les cations Ca2+\text{Ca}^{2+}, et des pôles δ+\delta^{+} (sur les H) attirés par l'anion SO42−\text{SO}_4^{2-} : ces attractions électrostatiques permettent aux molécules d'eau de se glisser et de rester piégées entre les ions du réseau cristallin.

15

L'eau du puits d'Abéché (Tchad). À Abéché, l'eau de certains puits est légèrement salée (elle contient du chlorure de sodium dissous). Deborah remarque que le sel disparaît totalement dans l'eau, mais reste entièrement visible, non dissous, si on l'ajoute à de l'huile.

  1. Rappelle la nature de la liaison à l'intérieur du cristal de NaCl\text{NaCl}.
  2. Explique comment les molécules d'eau, grâce à leur polarité, parviennent à séparer les ions Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-} du cristal et à les entourer.
  3. Pourquoi ce même sel ne se dissout-il pas dans l'huile ?
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1. Liaison ionique : attraction électrostatique entre les cations Na+\text{Na}^{+} et les anions Cl−\text{Cl}^{-}, organisés en cristal (section 5).

2. Chaque molécule d'eau porte un pôle δ−\delta^{-} (sur O) et deux pôles δ+\delta^{+} (sur les H, figure 6). Autour d'un ion Na+\text{Na}^{+}, plusieurs molécules d'eau s'orientent pôle δ−\delta^{-} vers l'ion, et autour d'un ion Cl−\text{Cl}^{-}, pôle δ+\delta^{+} vers l'ion. Ces attractions électrostatiques compensent l'attraction Na+/Cl−\text{Na}^{+}/\text{Cl}^{-} du cristal, qui se disloque : les ions sont « emportés », entourés d'eau — c'est la dissolution.

3. L'huile est apolaire (exercice 13) : ses molécules ne portent pas de pôles δ+/δ−\delta^{+}/\delta^{-} capables de créer une attraction électrostatique avec les ions Na+\text{Na}^{+} et Cl−\text{Cl}^{-}. Rien ne vient compenser l'attraction ionique du cristal, qui reste donc intact : le sel ne se dissout pas dans l'huile.

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8 questions

La mole et les grandeurs molaires

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📝 QCM de fin de leçon — 20 questions

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Pourquoi les atomes (autres que les gaz nobles) forment-ils des liaisons chimiques ?

Explication : Seuls les gaz nobles ont naturellement une couche externe saturée. Tous les autres atomes forment des liaisons (ou des ions) pour atteindre une configuration électronique stable, semblable à celle du gaz noble le plus proche.

La règle du duet concerne les atomes d'hydrogène et d'hélium. Elle correspond à :

Explication : H et He n'ont qu'une seule couche, la couche K, saturée à 2 électrons : c'est la règle du duet, propre à ces deux éléments.

La règle de l'octet s'applique à la couche externe de la plupart des autres atomes. Elle correspond à :

Explication : La règle de l'octet porte uniquement sur la couche externe, pas sur le nombre total d'électrons de l'atome : elle prévoit 8 électrons externes, comme le néon ou l'argon.

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes :

Explication : Dans une liaison covalente, chaque atome apporte un électron ; les deux électrons forment un doublet liant que les deux atomes comptent dans leur propre couche externe.

Un atome de carbone forme toujours, dans une molécule usuelle :

Explication : Le carbone a 4 électrons externes, il lui en manque 4 pour l'octet : il forme donc toujours 4 liaisons (simples, ou regroupées en doubles/triples), jamais trois ni cinq.

L'atome d'oxygène (6 électrons externes) forme, dans la molécule O2\text{O}_2, une liaison :

Explication : Chaque atome d'oxygène a 6 électrons externes, il lui en manque 2 : les deux atomes partagent donc 2 doublets liants, formant une liaison double O=O\text{O}=\text{O}.

Dans la molécule de diazote N≡N\text{N}\equiv\text{N} (liaison triple), combien de doublets non liants reste-t-il sur chaque atome d'azote ?

Explication : L'azote a 5 électrons externes ; 3 sont engagés dans les 3 doublets liants de la liaison triple, il en reste 2, soit 1 doublet non liant par atome.

Dans une formule de Lewis, comment représente-t-on un doublet non liant ?

Explication : Un doublet non liant (paire libre) reste localisé sur un seul atome : on le représente par deux points à côté du symbole de cet atome, alors qu'un doublet liant est un trait entre deux atomes.

Dans la formule de Lewis de l'eau H2O\text{H}_2\text{O}, combien de doublets non liants porte l'atome d'oxygène ?

Explication : O forme 2 liaisons avec les 2 H (4 électrons utilisés) ; sur ses 8 électrons de valence disponibles pour l'octet (6 propres + 2 partagés), il lui en reste 4, soit 2 doublets non liants.

Dans le dioxyde de carbone O=C=O\text{O}=\text{C}=\text{O}, quel type de liaison le carbone forme-t-il avec chaque oxygène ?

Explication : Le carbone doit former 4 liaisons au total ; avec 2 atomes d'oxygène, il forme une liaison double avec chacun (2+2=4 liaisons), sans aucun doublet non liant sur lui.

Deux molécules sont des isomères lorsqu'elles ont :

Explication : Des isomères partagent la même formule brute (mêmes atomes en même nombre) mais un agencement différent : ce sont des espèces chimiques distinctes, aux propriétés généralement différentes.

L'éthanol (CH3−CH2−OH\text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{OH}) et le méthoxyméthane (CH3−O−CH3\text{CH}_3-\text{O}-\text{CH}_3) partagent la formule brute C2H6O\text{C}_2\text{H}_6\text{O}. Que peut-on en conclure ?

Explication : Même formule brute, mais position différente de l'atome d'oxygène : ce sont deux isomères, des espèces chimiques réelles et différentes (un alcool liquide contre un gaz).

Pourquoi les doublets (liants et non liants) entourant un atome central s'écartent-ils le plus possible les uns des autres dans l'espace ?

Explication : Les doublets, tous porteurs d'électrons donc de charges négatives, se repoussent : la molécule adopte la géométrie qui les éloigne le plus possible les uns des autres.

Un atome central entouré de 4 doublets liants et 0 doublet non liant (comme le carbone de CH4\text{CH}_4) adopte une géométrie :

Explication : 4 doublets liants, 0 non liant : c'est la géométrie tétraédrique, avec des angles de 109,5°109{,}5°, comme dans le méthane CH4\text{CH}_4.

L'azote de NH3\text{NH}_3 porte 3 doublets liants et 1 doublet non liant. Quelle est la géométrie de cette molécule ?

Explication : 3 doublets liants et 1 doublet non liant correspondent à la géométrie pyramidale, avec un angle H−N−H≈107°\text{H}-\text{N}-\text{H} \approx 107°.

Pourquoi l'angle H−O−H\text{H}-\text{O}-\text{H} de l'eau (≈104,5°\approx 104{,}5°) est-il plus petit que l'angle H−N−H\text{H}-\text{N}-\text{H} de l'ammoniac (≈107°\approx 107°) ?

Explication : Un doublet non liant, plus « ramassé » qu'un doublet liant, repousse plus fortement ses voisins. L'eau ayant 2 doublets non liants contre 1 pour l'ammoniac, ses liaisons sont un peu plus resserrées.

Dans la représentation de Cram, un triangle plein représente une liaison :

Explication : En représentation de Cram, le trait plein indique une liaison dans le plan, le triangle plein une liaison vers l'avant (vers toi), et les tirets une liaison vers l'arrière.

Dans la formation de NaCl\text{NaCl}, l'atome de sodium (11 électron externe) et l'atome de chlore (77 électrons externes) :

Explication : Le sodium cède son unique électron externe (formant Na+\text{Na}^{+}) que le chlore capte (formant Cl−\text{Cl}^{-}) : c'est un transfert complet d'électron, propre à la liaison ionique, et non un partage.

L'ion magnésium Mg2+\text{Mg}^{2+} et l'ion chlorure Cl−\text{Cl}^{-} forment un solide ionique neutre. Quelle est sa formule ?

Explication : Neutralité électrique : 2×n(Mg2+)=n(Cl−)2 \times n(\text{Mg}^{2+}) = n(\text{Cl}^{-}). Le plus petit rapport est 1 ion Mg2+\text{Mg}^{2+} pour 2 ions Cl−\text{Cl}^{-}, d'où MgCl2\text{MgCl}_2.

La molécule de dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2 possède deux liaisons C=O\text{C}=\text{O} polarisées (O plus électronégatif que C), mais elle est pourtant une molécule apolaire. Pourquoi ?

Explication : Une liaison polarisée n'entraîne pas forcément une molécule polaire : dans CO2\text{CO}_2, la géométrie linéaire et symétrique fait que les effets des deux liaisons C=O\text{C}=\text{O}, de sens opposés, s'annulent exactement — contrairement à l'eau, coudée, où ils s'additionnent.
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