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Schémas de Lewis et géométrie · Électronégativité et polarité · Cohésion et interactions · Dissolution et extraction · Savons — animations interactives, quiz et exercices de bac corrigés
Le schéma de Lewis d'une entité (molécule, ion mono ou polyatomique) représente la répartition des électrons de valence autour de chaque atome : les doublets liants (partagés entre deux atomes, formant une liaison covalente) et les doublets non liants (propres à un seul atome).
Choisis une molécule pour visualiser son schéma de Lewis, sa géométrie et sa polarité (sections suivantes) :
La géométrie d'une molécule se déduit du schéma de Lewis : les doublets (liants et non liants) autour de l'atome central se répartissent dans l'espace de façon à minimiser leurs répulsions mutuelles.
| Doublets autour de l'atome central | Notation AXₙEₘ | Géométrie | Angle(s) typique(s) | Exemple |
|---|---|---|---|---|
| 4 doublets liants, 0 non liant | AX₄E₀ | Tétraédrique | ≈ 109,5° | CH₄ |
| 3 doublets liants, 1 non liant | AX₃E₁ | Pyramidale | ≈ 107° | NH₃ |
| 2 doublets liants, 2 non liants | AX₂E₂ | Coudée | ≈ 104,5° | H₂O |
| 2 doublets liants (liaisons doubles), 0 non liant | AX₂E₀ | Linéaire | 180° | CO₂ |
Notation AXnEm : X = nombre de doublets liants (substituants), E = nombre de doublets non liants sur l'atome central A.
Pour dessiner une molécule en respectant sa géométrie réelle sur une feuille (donc en 2D), on utilise la représentation de Cram (ou projection de Natta), introduite par Giulio Natta dans les années 1940 et popularisée par Donald Cram.
💡 Utilise l'explorateur de la section précédente : les molécules CH₄ et NH₃ y sont dessinées selon la représentation de Cram (traits, triangle plein, triangle hachuré).
L'électronégativité d'un atome traduit sa capacité à attirer vers lui les électrons d'une liaison covalente. Elle augmente globalement de gauche à droite et de bas en haut du tableau périodique.
Lorsque deux atomes liés ont des électronégativités différentes, le doublet liant est attiré préférentiellement vers l'atome le plus électronégatif : la liaison est polarisée. L'atome le plus électronégatif porte une charge partielle δ⁻, l'autre une charge partielle δ⁺.
\(\overset{\delta^+}{\text{H}} \!-\! \overset{\delta^-}{\text{O}}\)Une molécule est polaire si ses liaisons polarisées ne se compensent pas géométriquement (la molécule n'est pas symétrique). Elle est apolaire si les polarisations s'annulent par symétrie, même si chaque liaison est individuellement polarisée.
Les deux liaisons O–H sont polarisées. La molécule étant coudée (non symétrique), les effets s'additionnent : H₂O est polaire.
Les deux liaisons C=O sont polarisées, mais la molécule étant linéaire et symétrique, les deux effets s'annulent : CO₂ est apolaire.
Q1. Dans un schéma de Lewis, un doublet non liant est un doublet d'électrons qui :
Q2. Un atome central entouré de 3 doublets liants et 1 doublet non liant a une géométrie :
Q3. CO₂ possède des liaisons C=O polarisées, mais la molécule est apolaire car :
À l'échelle macroscopique, un solide tient sa cohésion de forces d'attraction électriques entre les entités qui le constituent, à l'échelle microscopique.
| Type de solide | Interaction responsable de la cohésion | Intensité relative |
|---|---|---|
| Solide ionique (ex : NaCl) | Interaction entre ions de charges opposées | Forte |
| Solide moléculaire polaire (ex : glace) | Interaction entre entités polaires (+ liaison hydrogène) | Moyenne |
| Solide moléculaire apolaire (ex : diiode) | Interaction entre entités apolaires (Van der Waals) | Faible |
Lorsqu'un atome d'hydrogène est lié à un atome très électronégatif (O, N, F), il peut établir une interaction supplémentaire, plus forte qu'une interaction habituelle entre entités polaires, avec un doublet non liant d'un atome électronégatif voisin : c'est le pont hydrogène. Il explique par exemple pourquoi l'eau reste liquide à température ambiante alors que des molécules de masse comparable sont gazeuses.
L'eau, molécule polaire, est capable de dissocier un solide ionique et de solvater (entourer) les ions ainsi libérés : les molécules d'eau orientent leur pôle δ⁻ (l'oxygène) vers les cations et leur pôle δ⁺ (les hydrogènes) vers les anions.
On modélise la dissolution d'un solide ionique par une équation de réaction, en utilisant les notations (s) pour solide et (aq) pour aqueux (dissous dans l'eau) :
\(\text{NaCl (s)} \; \xrightarrow{\ \text{eau}\ } \; \text{Na}^+\text{(aq)} + \text{Cl}^-\text{(aq)}\)Si C est la concentration en CaCl₂ dissous, alors [Ca²⁺] = C et [Cl⁻] = 2C (deux fois plus d'ions chlorure que de chlorure de calcium dissous).
La solubilité d'une espèce chimique dans un solvant dépend de la ressemblance entre leurs interactions : une espèce polaire se dissout préférentiellement dans un solvant polaire, une espèce apolaire dans un solvant apolaire (règle empirique « qui se ressemble se dissout »).
Lorsque deux solvants sont non miscibles (ils forment deux phases distinctes, comme l'eau et le cyclohexane), on peut extraire une espèce chimique de la phase aqueuse vers la phase organique si elle y est plus soluble.
Qui a de l'affinité pour l'eau (polaire) — se dissout facilement dans l'eau.
Qui a de l'affinité pour les graisses (apolaires) — soluble dans un solvant apolaire.
Une molécule de savon possède une tête polaire, hydrophile (ionique, souvent un groupe carboxylate) et une longue chaîne carbonée apolaire, lipophile. On dit qu'elle est amphiphile : elle possède les deux affinités à la fois.
Dans l'eau, les molécules de savon s'organisent en micelles : les chaînes lipophiles se regroupent au centre (loin de l'eau), enfermant les graisses et salissures, tandis que les têtes hydrophiles restent en contact avec l'eau à l'extérieur — ce qui permet d'entraîner les graisses lors du rinçage.
On étudie la molécule de trichlorométhane (chloroforme), de formule brute CHCl₃, où l'atome de carbone est central. Données d'électronégativité : χ(C) = 2,5 ; χ(H) = 2,2 ; χ(Cl) = 3,2.
1. Établir le schéma de Lewis de la molécule CHCl₃.
2. En déduire sa géométrie et l'angle de liaison approximatif.
3. Étudier la polarité des liaisons C–H et C–Cl.
4. La molécule est-elle polaire ou apolaire ? Justifier.
On souhaite extraire la caféine (espèce peu polaire) d'une solution aqueuse à l'aide de dichlorométhane, solvant organique non miscible avec l'eau, plus dense que l'eau (ρ = 1,33 g/mL contre 1,00 g/mL pour l'eau). La caféine est beaucoup plus soluble dans le dichlorométhane que dans l'eau.
1. Justifier le choix du dichlorométhane comme solvant extracteur.
2. Après agitation et décantation dans une ampoule à décanter, indiquer la position (haut ou bas) de chacune des deux phases.
3. Dans quelle phase se trouve majoritairement la caféine après extraction ?
Q4. La cohésion d'un solide ionique comme NaCl est assurée principalement par :
Q5. Lors de la dissolution de NaCl dans l'eau, les molécules d'eau orientent :
Q6. Une molécule de savon est dite amphiphile car elle possède :
Q7. Lors d'une extraction liquide-liquide, le solvant extracteur doit être choisi :
Utilise un logiciel gratuit de représentation moléculaire (comme Avogadro ou une application en ligne) pour construire en 3D les molécules étudiées et vérifier leurs angles de liaison réels — la capacité expérimentale attendue par le programme.
La réaction de saponification, qui transforme un corps gras en molécules de savon, sera étudiée en détail dans le chapitre de chimie organique — un prolongement naturel des propriétés amphiphiles vues ici.
C'est le chimiste américain Gilbert N. Lewis qui, en 1916, propose le modèle du doublet d'électrons partagé pour expliquer la liaison covalente — un modèle simple mais toujours utilisé aujourd'hui pour prévoir la structure des molécules.
Ce chapitre a expliqué les propriétés macroscopiques (cohésion, solubilité) à partir de la structure microscopique. Le chapitre suivant applique ces notions à la chimie organique : familles fonctionnelles, synthèses et combustions d'espèces chimiques organiques.