FICHE DE RÉVISION 01 & DE MÉTHODE
PREMIÈRE – PHYSIQUE-CHIMIE
CHAPITRE 05
DE LA STRUCTURE À LA POLARITÉ
D’UNE ESPÈCE CHIMIQUE

1)- 🔵 STABILITÉ DES ATOMES : DUET ET OCTET

-  Les gaz nobles sont particulièrement stables car leur couche électronique externe est saturée.

-  • Hélium He : 2 électrons sur sa couche externe → DUET

-  • Néon Ne, Argon Ar… : 8 électrons → OCTET

-  🎯 RÈGLE DE STABILITÉ

-  Les atomes tendent à acquérir la configuration électronique du gaz noble le plus proche.

-  Ils peuvent y parvenir :

-  → en gagnant des électrons → ion négatif (anion)

-  → en perdant des électrons → ion positif (cation)

-  → en partageant des électrons → liaison covalente / molécule

-  À RETENIR

-  DUET → 2 électrons sur la couche externe

-  OCTET → 8 électrons sur la couche externe

-  H cherche généralement le duet ; C, N, O, F… cherchent généralement l’octet

2)- 🔵 2. ÉLECTRONS DE VALENCE

-  Les électrons de valence sont les électrons présents sur la couche électronique externe.

-  Pour les éléments des trois premières périodes, ils permettent notamment
de prévoir le nombre de liaisons que l’atome peut former.

TABLEAU À CONNAÎTRE

 

-  MÉTHODE : Pour trouver le nombre d’électrons de valence :

-  Repérer l’élément dans le tableau périodique.

-  Identifier sa couche électronique externe.

-  Compter les électrons présents sur cette couche.

-  Exemple : O : 1s²2s²2p⁴

-  Couche externe : …2s²2p⁴ → 2 + 4 = 6 électrons de valence.

3)- 🔵 SCHÉMA DE LEWIS D’UN ATOME

-  Le schéma de Lewis représente uniquement les électrons de valence.

-  • Le symbole chimique représente le noyau + les électrons internes.
• Les électrons de valence sont représentés autour du symbole.

-  Un électron célibataire est représenté par : ●

-  Un doublet d’électrons est représenté par :

-  RÈGLE DE RÉPARTITION

-  Pour un atome possédant :

-  1 e⁻ → 1 électron célibataire

-  2 e⁻ → 2 électrons célibataires

-  3 e⁻ → 3 électrons célibataires

-  4 e⁻ → 4 électrons célibataires

-  5 e⁻ → 1 doublet + 3 célibataires

-  6 e⁻ → 2 doublets + 2 célibataires

-  7 e⁻ → 3 doublets + 1 célibataire

-  8 e⁻ → 4 doublets

-  🎯 ASTUCE MÉMO

-  Jusqu’à 4 électrons : → on place d’abord des électrons célibataires.

-  À partir du 5e : → on commence à former des doublets.

4)- 🔵 LIAISON COVALENTE ET SCHÉMA DE LEWIS D’UNE MOLÉCULE

-  Une liaison covalente correspond au partage d’un doublet d’électrons
entre deux atomes.

-  Un doublet partagé = DOUBLET LIANT.

-  Notation :

-  A – B liaison simple ; A = B liaison double ; A ≡ B liaison triple

-  Un doublet qui appartient uniquement à un atome est un DOUBLET NON LIANT.

-  Exemple : CO₂

-  O = C = O

-  Chaque O possède 2 doublets non liants.

-  Le carbone possède 4 électrons de valence et forme 4 liaisons au total.

-  À RETENIR :

-  Doublet LIANT → participe à une liaison entre 2 atomes

-  Doublet NON LIANT → reste localisé sur un seul atome

5)- 🟠 MÉTHODE : ÉTABLIR UN SCHÉMA DE LEWIS

-  ÉTAPE 1 : Compter tous les électrons de valence des atomes.

-  ÉTAPE 2 : Choisir l’atome central.

-  → généralement l’atome capable de former le plus de liaisons.

-  → H n’est jamais placé au centre.

-  ÉTAPE 3 : Relier les atomes par des liaisons simples.

-  ÉTAPE 4 : Compléter les duet / octets des atomes périphériques.

-  ÉTAPE 5 : Placer les électrons restants sur l’atome central.

-  ÉTAPE 6 : Si nécessaire, transformer des doublets non liants en liaisons multiples afin de respecter les règles de stabilité.

-  ÉTAPE 7 : Vérifier le nombre total d’électrons.

-  ⚠️ PIÈGES

-  ✗ Oublier les électrons de valence.

-  ✗ Donner un octet à H : H recherche un DUET.

-  ✗ Oublier les doublets non liants.

-  ✗ Mettre H au centre.

-  ✗ Oublier de tenir compte de la charge d’un ion.

6)- 🔵 SCHÉMA DE LEWIS D’UN ION MONOATOMIQUE

-  Un atome peut gagner ou perdre des électrons pour atteindre une configuration stable.

-  Exemple : oxygène O : 1s²2s²2p⁴ : Couche externe : …2s²2p⁴ → 2 + 4 = 6 électrons de valence

-  O possède 6 électrons de valence.

-  Il gagne 2 électrons :

-  O + 2 e⁻ → O²⁻

-  Il possède alors 8 électrons de valence.

-  Exemple : chlore Cl : …3s²3p⁵

-  Cl possède 7 électrons de valence.

-  Il gagne 1 électron :

-  Cl + e⁻ → Cl⁻

-  → octet obtenu.

-  Exemple : sodium Na :  …3s¹

-  Na possède 1 électron de valence.

-  Il perd 1 électron :

-  Na → Na⁺ + e⁻

-  → configuration stable.

-  À RETENIR

-  Métaux des premières colonnes :

-  → tendance à PERDRE des électrons

-  → formation de CATIONS (+)

-  Halogènes (17 ième colonne) :

-  → tendance à GAGNER des électrons

-  → formation d’ANIONS (−)

7)- 🔵 IONS POLYATOMIQUES

-  Un ion polyatomique contient plusieurs atomes et possède une charge électrique globale.

-  Exemples essentiels :

-  HO^– ion hydroxyde ; H₃O⁺ ion oxonium ; NH₄⁺ ion ammonium

-  MÉTHODE

-  Écrire les schémas de Lewis des différents atomes.

-  Tenir compte de la charge globale de l’ion.

-  Ajouter des électrons pour une charge négative.

-  Retirer des électrons pour une charge positive.

-  Former les liaisons covalentes.

-  Vérifier les duet / octets.

-  Vérifier que la charge totale correspond à celle indiquée.

-  ⚠️ PIÈGE

-  Pour un ion négatif :

-  → on AJOUTE des électrons.

-  Pour un ion positif :

-  → on RETIRE des électrons.

-  Exemples à mettre : HO^– ion hydroxyde  ; H₃O⁺ ion oxonium  ; NH₄⁺ ion ammonium

 

8)- 🟠 LACUNE ÉLECTRONIQUE

-  Une lacune électronique correspond à un déficit de deux électrons
par rapport à la règle de l’octet.

-  Exemple : BH₃

-  Le bore possède 3 électrons de valence : B : …2s²2p¹

-  Dans BH₃, il forme trois liaisons avec H.

-  Il ne possède alors que 6 électrons autour de lui.

-  → il n’a pas son octet.

-  On représente cette lacune par une case rectangulaire.

 

-  À RETENIR

-  BH₃ est une exception à la règle de l’octet : le bore ne possède que 6 électrons autour de lui.

9)- 🔵 GÉOMÉTRIE DES MOLÉCULES : MÉTHODE VSEPR

-  VSEPR signifie : Valence Shell Electron Pair Repulsion

-  = répulsion des paires d’électrons de la couche de valence.

-  PRINCIPE FONDAMENTAL

-  Les doublets électroniques autour d’un atome central se repoussent.

-  Ils se placent donc de manière à être le plus éloignés possible.

-  La géométrie dépend du nombre de directions électroniques autour
de l’atome central.

-  📐 TABLEAU DES GÉOMÉTRIES À CONNAÎTRE 

-  🎯 ORDRE DES RÉPULSIONS

-  Les doublets non liants repoussent davantage que les doublets liants.

-  Ordre :

-  doublet non liant / doublet non liant > doublet non liant / doublet liant > doublet liant / doublet liant

-  C’est pourquoi les angles réels peuvent être légèrement inférieurs aux angles idéaux.

-  Exemples :

-  CH₄ → ≈ 109° : NH₃ → ≈ 107° : H₂O → ≈ 105°

-  ⚠️ PIÈGE MAJEUR : LEWIS ≠ GÉOMÉTRIE

-  Le schéma de Lewis indique :

-  → les liaisons

-  → les doublets non liants

-  → l’enchaînement des atomes

-  Mais il ne représente pas directement la forme spatiale réelle.

-  Pour déterminer la géométrie : → utiliser VSEPR.

10)- 🔴 ÉLECTRONÉGATIVITÉ

-  L’électronégativité χ mesure la capacité d’un atome à attirer vers lui le doublet d’électrons d’une liaison covalente.

-  Plus χ est grande : → plus l’atome attire les électrons.

-  TENDANCE DANS LE TABLEAU PÉRIODIQUE (réduit)

 

-  Le fluor F est l’un des éléments les plus électronégatifs.

-  🎯 ASTUCE

-  Pour savoir quel atome attire le doublet : → rechercher celui qui est le plus haut et le plus à droite
dans le tableau périodique (hors gaz nobles).

11)- 🔴 POLARITÉ D’UNE LIAISON COVALENTE

-  Lorsque deux atomes ont des électronégativités différentes, le doublet de liaison est davantage attiré par l’atome le plus électronégatif.

-  La liaison devient POLARISÉE.

-  On peut déterminer la différence d’électronégativité :

-  Δχ = | χ_A – χ_B |

-  Selon le cours étudié :

-  Δχ ≥ 0,4 : → liaison considérée comme polarisée.

-  L’atome le plus électronégatif porte une charge partielle : δ⁻ ou (− q)

-  L’autre porte : δ⁺ ou (+ q)

-  Exemple : H — Cl

-  Cl est plus électronégatif que H.

-  Donc :

-  H^δ+ — Cl^δ−

-  🎯 MOMENT DIPÔLAIRE : Une liaison polarisée possède un moment dipolaire.

-  Il traduit la séparation des charges positives et négatives.

-  Pour une liaison : δ⁺ — δ⁻

-  Le dipôle est orienté vers l’atome le plus électronégatif (selon la convention de représentation utilisée en classe).

-  ⚠️ À ne pas confondre :

-  • charge réelle d’un ion : + e ou − e

-  • charge partielle : δ⁺ ou δ⁻

-  Une charge partielle n’est pas une charge entière.

12)- 🔴 POLARITÉ D’UNE MOLÉCULE

-  ⚠️ POINT ESSENTIEL :

-  Une molécule peut posséder des liaisons polarisées ET être globalement APOLAIRE.

-  Il faut donc toujours étudier :

-  la polarité des liaisons ;

-  la géométrie de la molécule ;

-  la compensation éventuelle des dipôles.

-  🟢 EXEMPLE 1 : EAU H₂O

-  Les liaisons O – H sont polarisées.

-  O est plus électronégatif que H.

-  Mais H₂O est coudée.

-  Les deux dipôles ne se compensent pas.

-  → H₂O est POLAIRE.

 

-  🟢 EXEMPLE 2 : DIOXYDE DE CARBONE CO₂

-  Les liaisons C = O sont polarisées.

-  Mais CO₂ est LINÉAIRE :

-  O = C = O

-  Les deux dipôles sont opposés et de même intensité.

-  → ils se compensent.

-  → CO₂ est APOLAIRE.

 

-  🎯 RÈGLE À RETENIR

-  Liaisons polarisées ≠ forcément molécule polaire.

-  Il faut tenir compte de la géométrie.

-  🟢 EXEMPLE 3 : AMMONIAC NH₃

-  Les liaisons N – H sont polarisées.

-  La molécule est pyramidale à base triangulaire.

-  Les dipôles ne se compensent pas.

-  → NH₃ est POLAIRE.

 

-  🟢 EXEMPLE 4 : BORANE BH₃

-  Les liaisons B – H sont polarisées.

-  Mais BH₃ est triangulaire plane et parfaitement symétrique.

-  Les dipôles se compensent.

-  → BH₃ est APOLAIRE.

 

-  📌 MÉTHODE : DÉTERMINER SI UNE MOLÉCULE EST POLAIRE

-  ÉTAPE 1 : Établir le schéma de Lewis.

-  ÉTAPE 2 : Déterminer la géométrie avec VSEPR.

-  ÉTAPE 3 : Comparer les électronégativités des atomes liés.

-  ÉTAPE 4 : Identifier les liaisons polarisées.

-  ÉTAPE 5 : Représenter mentalement les dipôles.

-  ÉTAPE 6 : Vérifier s’ils se compensent.

-  → compensation totale : MOLÉCULE APOLAIRE

-  → pas de compensation : MOLÉCULE POLAIRE

-  🎯 PHRASE TYPE POUR UNE COPIE

-  « Les liaisons A – B sont polarisées car les électronégativités des atomes A et B sont différentes.

-  Cependant, compte tenu de la géométrie de la molécule, les dipôles se compensent / ne se compensent pas.

-  La molécule est donc apolaire / polaire. »

13)- 🔵 LIAISON HYDROGÈNE

-  Une liaison hydrogène est une interaction entre :

-  → un H lié à un atome très électronégatif A ET → un atome B très électronégatif possédant au moins un doublet non liant.

-  Les atomes fréquemment concernés sont : N ; O ; F

-  Représentation de la liaison hydrogène :

 

-  Exemple majeur :

-  H₂O

-  l’oxygène O est plus électronégatif que l’hydrogène H.

-  Les molécules d’eau peuvent donc établir des liaisons hydrogène entre elles.

-  Schématiquement :

-  O – H ··· O

-  Les trois atomes participant à la liaison hydrogène sont généralement presque alignés.

 

-  💧 CONSÉQUENCE : EAU vs MÉTHANE

-  EAU H₂O

-  → molécules polaires

-  → liaisons hydrogène

-  → forte cohésion entre molécules

-  → températures de changement d’état relativement élevées

-  Méthane CH₄

-  → molécule apolaire

-  → pas de liaison hydrogène

-  → interactions beaucoup plus faibles

-  → températures de changement d’état beaucoup plus basses.

-  EAU :

-  T_fusion ≈ 0 °C

-  T_ébullition ≈ 100 °C sous pression atmosphérique

-  MÉTHANE :

-  T_fusion ≈ −184 °C

-  T_ébullition ≈ −164 °C sous pression atmosphérique

-  ⚠️ La température d’ébullition dépend notamment de la pression.

-  Dans l’eau, les liaisons hydrogène entre les molécules d’eau augmente la cohésion des états solide et liquide.

-  Ce qui n’est pas le cas dans du méthane.

-  Ceci explique que les températures de changement d’état soient plus élevées pour l’eau que pour le méthane.

-  Ceci est vrai pour toutes les molécules qui forment des liaisons hydrogène

 

14)- ⭐ TABLEAU ULTRA-RÉCAPITULATIF

 

15)- ⭐ LES FORMULES ET RELATIONS À CONNAÎTRE

-  DIFFÉRENCE D’ÉLECTRONÉGATIVITÉ :

-  Δχ = | χA − χB |

-  Unité : → aucune unité.

-  Dans le modèle du cours : si Δχ ≥ 0,4 : → liaison polarisée.

-  CHARGE ÉLECTRIQUE :

-  q = n × e

-  q : charge électrique en coulomb (C)

-  n : nombre entier d’électrons transférés

-  e : charge élémentaire

-  e ≈ 1,60 × 10⁻¹⁹ C

-  ⚠️ Pour une charge partielle δ, on ne doit pas automatiquement utiliser q = e :

-  une charge partielle est inférieure en valeur absolue à la charge élémentaire dans une liaison covalente polarisée.

-  DISTANCE ATOMIQUE :

-  Les distances de liaison sont souvent exprimées en picomètres :

-  1 pm = 10⁻¹² m

16)- 🚨 LES PIÈGES CLASSIQUES DU CONTRÔLE

-  ❌ PIÈGE 1 : « Liaison polarisée = molécule polaire »

-  FAUX !

-  Exemple : CO₂ possède des liaisons C = O polarisées mais la molécule est apolaire.

-  ❌ PIÈGE 2 : Oublier la géométrie.

-  La polarité d’une molécule dépend de la disposition spatiale des liaisons.

-  ❌ PIÈGE 3 : Donner un octet à l’hydrogène.

-  FAUX ! : H → DUET.

-  ❌ PIÈGE 4 : Confondre doublet liant et doublet non liant.

-  Liant : → entre deux atomes.

-  Non liant : → localisé sur un seul atome.

-  ❌ PIÈGE 5 : Oublier les électrons correspondant à la charge d’un ion.

-  Ion − : → ajouter des électrons.

-  Ion + : → retirer des électrons.

-  ❌ PIÈGE 6 : Dire qu’un doublet non liant ne joue aucun rôle.

-  FAUX ! : Il influence fortement la géométrie par les répulsions électroniques.

-  ❌ PIÈGE 7 : Confondre charge entière et charge partielle.

-  Ion : → charge entière + ou −.

-  Molécule polarisée : → charges partielles δ+ et δ−.

17)- 🏆 MÉTHODE « 5 QUESTIONS » À APPLIQUER AU CONTRÔLE

-  Devant une molécule inconnue, se poser systématiquement :

-  ① COMBIEN D’ÉLECTRONS DE VALENCE ?

-  Déterminer les électrons de chaque atome.

-  ② QUEL SCHÉMA DE LEWIS ?

-  Former les liaisons et placer les doublets non liants.

-  ③ QUELLE GÉOMÉTRIE ?

-  Compter les directions électroniques autour de l’atome central. Appliquer VSEPR.

-  ④ QUELLES LIAISONS SONT POLARISÉES ?

-  Comparer les électronégativités.

-  ⑤ LA MOLÉCULE EST-ELLE POLAIRE ?

-  Regarder si les dipôles se compensent.

-  🎯 C’est LA démarche essentielle du chapitre.

 

FICHE DE RÉVISION 02

Chapitre 05 : De la structure à la polarité d’une espèce chimique

Objectif de la fiche :

savoir passer de la structure électronique d’un atome à son schéma de Lewis,

prévoir la géométrie d’une molécule avec le modèle VSEPR,

puis conclure sur la polarité d’une liaison ou d’une molécule.

À retenir :

Lewis indique les doublets,

VSEPR indique la géométrie,

et l’électronégativité + la géométrie permettent de décider si une espèce est polaire.

1)- Les points importants à connaître absolument

-  Couche de valence : dernière couche électronique occupée ; ce sont ses électrons qui participent aux liaisons chimiques.

-  Règle du duet : les atomes de la première couche cherchent à avoir 2 électrons de valence, comme l’hélium.

-  Règle de l’octet : les atomes des périodes 2 et 3 tendent à avoir 8 électrons de valence, comme les gaz nobles.

-  Schéma de Lewis : il représente les électrons de valence sous forme de doublets liants, doublets non liants et éventuellement lacunes électroniques.

-  Modèle VSEPR : les doublets électroniques autour de l’atome central se repoussent et s’organisent pour être le plus éloignés possible.

-  Molécule polaire : les liaisons doivent être polarisées et les centres moyens des charges partielles positives et négatives ne doivent pas être confondus.

2)- Vocabulaire et notions clés

 

3)- Méthode rapide pour construire un schéma de Lewis

-  Écrire la configuration électronique de chaque atome et repérer les électrons de valence.

-  Choisir l’atome central : souvent celui qui peut former le plus de liaisons ;

-  l’hydrogène n’est jamais central.

-  Compter les électrons de valence totaux : ajouter les électrons si l’ion est négatif, en retirer si l’ion est positif.

-  Former les liaisons simples autour de l’atome central.

-  Compléter les doublets non liants pour respecter le duet de H et l’octet des autres atomes.

-  Vérifier le total d’électrons, la charge de l’ion et la stabilité de chaque atome.

-  Si nécessaire, former des liaisons doubles ou triples pour satisfaire l’octet.

4)- Formules, grandeurs et unités à retenir

 

5)- Géométrie VSEPR : tableau express

 

6)- Décider si une molécule est polaire : méthode en 3 questions

-  Les liaisons sont-elles polarisées ?

-  Comparer les électronégativités : l’atome le plus électronégatif porte δ−.

-  Quelle est la géométrie réelle ?

-  Utiliser VSEPR et ne pas se limiter au schéma de Lewis à plat.

-  Les centres G+ et G− sont-ils confondus ?

-  S’ils sont confondus, la molécule est apolaire ; sinon, elle est polaire.

-  Exemples incontournables :

-  HCl est polaire car Cl attire le doublet de liaison ;

-  H₂O est polaire car elle est coudée ;

-  CO₂ est apolaire malgré deux liaisons C = O polarisées, car la molécule est linéaire et symétrique ;

-  CH₄ est apolaire car sa géométrie tétraédrique est symétrique.

7)- Astuces de résolution

-  Pour Lewis : toujours compter les électrons avant de dessiner ; un schéma joli mais avec un mauvais nombre d’électrons est faux.

-  Pour les ions : ajouter 1 électron par charge négative et retirer 1 électron par charge positive.

-  Pour VSEPR : compter les zones électroniques autour de l’atome central ; une liaison simple, double ou triple compte comme une seule zone de répulsion.

-  Pour la polarité : raisonner sur la molécule entière, pas seulement sur une liaison.

-  Pour les liaisons hydrogène : chercher un H lié à O, N, F ou parfois Cl, et un atome électronégatif porteur de doublets non liants.

8)- Erreurs fréquentes et pièges à éviter

 

9)- Mini-synthèse à mémoriser

-  Phrase-clé :

-  la structure électronique donne les électrons de valence ;

-  les électrons de valence permettent de construire Lewis ;

-  Lewis permet de compter les doublets ;

-  lles doublets donnent la géométrie VSEPR ;

-  la géométrie et l’électronégativité permettent de conclure sur la polarité.

10)- Fiche mémo express — Structure, géométrie et polarité

-  À SAVOIR EN 30 SECONDES :

-  électrons de valence → Lewis → doublets → géométrie VSEPR → polarité.

-  Une molécule est polaire si elle possède des liaisons polarisées et une géométrie non symétrique.

 

-  Méthodes flash

 

-  Tableau mémo VSEPR

 

-  Formules / unités à retenir :

-  χ et Δχ sont sans unité ;

-  Δχ = | χ (A) – χ (B) | ;

-  d se mesure en pm avec 1 pm = 10⁻¹² m ;

-  α se mesure en ° ;

-  T_fus et T_éb en °C ou K.

-  Pièges à éviter :

-  ne pas oublier les doublets non liants ;

-  ne jamais mettre H au centre ;

-  ne pas confondre liaison polarisée et molécule polaire ;

-  ne pas compter une double liaison comme deux directions ;

-  ne pas oublier la charge d’un ion dans le nombre d’électrons.

-  Phrase ultra-mémo :

-  « Je compte, je dessine, je vois en 3D, je compare χ, puis je conclus : polaire ou apolaire. »

11)- Carte mentale synthétique — Structure → Géométrie → Polarité

-  THÈME CENTRAL :

-  une espèce chimique se comprend en suivant la chaîne :

-  électrons de valence → Lewis → VSEPR → polarité → interactions.

 -  Phrase de carte mentale :

-  « Si je connais les électrons de valence, je construis Lewis ;

-  si je connais Lewis, je prévois la géométrie ;

-  si je connais la géométrie et χ,,

-  je conclus sur la polarité. »