Schéma de Lewis · Géométrie et polarité · Cohésion des solides · Dissolution et solubilité · Extraction liquide-liquide · Savons — animations interactives, quiz et exercices de bac corrigés
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.
| Élément | H | C | N | O | Na | Cl |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Électrons de valence | 1 | 4 | 5 | 6 | 1 | 7 |
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.
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).
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).
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
Établir le schéma de Lewis de la molécule de chlorure d'hydrogène HCl (électrons de valence : H = 1, Cl = 7).
Établir le schéma de Lewis de l'ion chlorure Cl⁻.
Établir le schéma de Lewis de la molécule de dioxygène O₂ (indice : le résultat comporte une double liaison).
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.
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.
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
À l'aide du tableau d'électronégativités, indiquer quel atome porte la charge δ⁻ et lequel porte la charge δ⁺ dans la molécule HCl.
Justifier, à l'aide de la géométrie de CO₂, pourquoi cette molécule est apolaire malgré des liaisons C=O fortement polarisées.
NH₃ est-elle une molécule polaire ? Justifier à partir de sa géométrie et des électronégativités de N et H.
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 ?
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.
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
Quelle interaction assure la cohésion du cristal de NaCl(s) ?
Quelle(s) interaction(s) assure(nt) la cohésion de la glace, solide constitué de molécules d'eau H₂O ?
Le diiode I₂ est une molécule apolaire (liaison entre deux atomes identiques). Quelle interaction assure la cohésion de I₂ à l'état solide ?
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.
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 :
\(\text{CaCl}_2\text{(s)} \longrightarrow \text{Ca}^{2+}\text{(aq)} + 2\,\text{Cl}^-\text{(aq)}\)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.
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.
Calcule d'abord au brouillon, puis clique pour vérifier ta réponse.
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⁻].
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⁻].
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).
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.
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, densité 1,33). Lequel choisir, et où se situera la phase organique après décantation ?
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.
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.
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.
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.
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 :
9 exercices dédiés à ce chapitre, avec corrections détaillées.
Voir les 9 exercices →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.
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.
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.
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.
Coche honnêtement chaque compétence que tu maîtrises. Ta progression est enregistrée automatiquement sur cet appareil.