⚗️ Physique-Chimie (spécialité)1ereFiche de révision

Schéma de Lewis, géométrie et polarité

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Fiche de révision

📝 Fiche de révision — Schéma de Lewis, géométrie et polarité

✏️ Schéma de Lewis

Électrons de valence (tableau périodique) : H $1$ ; C $4$ ; N $5$ ; O $6$ ; F, Cl $7$ . Règles : duet ( $2$ électrons) pour H, octet ( $8$ ) pour les autres.

Méthode :

Total des électrons de valence ( $+1$ par charge $-$ , $-1$ par charge $+$ ).
Nombre de doublets $=$ total $/ 2$ .
Liaisons simples autour de l'atome central (C, N, O).
Doublets non liants sur les atomes périphériques ; liaisons doubles ou triples si besoin pour l'octet.
Vérifier octet/duet et le nombre de doublets.

Entité	$e^-$	Doublets	Schéma
$\text{H}_2\text{O}$	$8$	$4$	H–O–H, 2 non liants sur O
$\text{CO}_2$	$16$	$8$	O=C=O, 2 non liants par O
$\text{NH}_3$	$8$	$4$	3 N–H, 1 non liant sur N
$\text{CH}_4$	$8$	$4$	4 C–H
$\text{N}_2$	$10$	$5$	N≡N, 1 non liant par N
$\text{O}_2$	$12$	$6$	O=O, 2 non liants par O
$\text{HCl}$	$8$	$4$	H–Cl, 3 non liants sur Cl
$\text{OH}^-$	$8$	$4$	O–H, 3 non liants sur O
$\text{H}_3\text{O}^+$	$8$	$4$	3 O–H, 1 non liant sur O
$\text{NH}_4^+$	$8$	$4$	4 N–H
$\text{Cl}^-$ , $\text{O}^{2-}$	$8$	$4$	4 non liants
$\text{H}^+$ , $\text{Na}^+$	$0$	$0$	$\text{H}^+$ : lacune électronique

📐 Géométrie (répulsion des doublets)

Directions	Non liants	Forme	Angle	Exemples
2	0	linéaire	$180°$	$\text{CO}_2$
3	0	plane triangulaire	$120°$	$\text{H}_2\text{CO}$
4	0	tétraédrique	$109{,}5°$	$\text{CH}_4$ , $\text{NH}_4^+$
4	1	pyramidale	$107°$	$\text{NH}_3$ , $\text{H}_3\text{O}^+$
4	2	coudée	$104{,}5°$	$\text{H}_2\text{O}$

Une liaison multiple compte pour une seule direction. Les doublets non liants occupent une direction mais sont invisibles dans la forme.

⚡ Électronégativité et polarisation

$\chi$ croît vers la droite et vers le haut du tableau (F maximal, Na, K minimaux).
H $2{,}2$ ; C $2{,}6$ ; N $3{,}0$ ; O $3{,}4$ ; F $4{,}0$ ; Cl $3{,}2$ ; S $2{,}6$ .
Liaison polarisée si $\Delta\chi \gtrsim 0{,}4$ : $\delta^-$ sur le plus électronégatif, $\delta^+$ sur l'autre.
C–H ( $0{,}4$ ) : non polarisée. O–H ( $1{,}2$ ), N–H ( $0{,}8$ ), C=O ( $0{,}8$ ), H–Cl ( $1{,}0$ ), C–Cl ( $0{,}6$ ) : polarisées.

🧲 Polarité d'une molécule

Polaire $\iff$ liaisons polarisées et barycentres des $\delta^+$ et des $\delta^-$ distincts.

Polaires	Apolaires
$\text{H}_2\text{O}$ (coudée), $\text{NH}_3$ (pyramidale), $\text{HCl}$ , $\text{CH}_3\text{Cl}$	$\text{H}_2$ , $\text{O}_2$ , $\text{N}_2$ , $\text{CH}_4$ (C–H non polarisées), $\text{CO}_2$ (linéaire symétrique)

⚠️ Pièges à éviter

Piège	Correction
Oublier la charge dans le compte des électrons	$\text{OH}^-$ : $6 + 1 + 1 = 8$ ; $\text{NH}_4^+$ : $5 + 4 - 1 = 8$
Doublets non liants oubliés	Vérifier l'octet de chaque atome
$\text{CO}_2$ polaire « car C=O est polarisée »	Géométrie linéaire : barycentres confondus, apolaire
$\text{NH}_3$ plane	Le doublet non liant occupe une direction : pyramide
Confondre polarité de liaison et de molécule	Liaison : $\Delta\chi$ ; molécule : liaisons et géométrie

📌 À retenir

Lewis : électrons de valence, doublets, octet/duet, lacune ( $\text{H}^+$ ).
Géométrie : nombre de directions autour de l'atome central.
$\chi$ croît vers F ; polarisation si $\Delta\chi \gtrsim 0{,}4$ .
Molécule polaire : liaisons polarisées + barycentres distincts.

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