Chimie · chapitre 4

Lewis, liaisons et polarité en P1 : construire une structure et la valider

Ce chapitre est le premier de chimie qui s'évalue sur un savoir-faire plutôt que sur des connaissances : savoir construire une structure de Lewis, pas à pas, et savoir la valider. La méthode se déroule toujours dans le même ordre, et c'est cet ordre qu'il faut automatiser.

Deux comptages coexistent, et les confondre est l'erreur la plus fréquente : l'octet, qui vérifie l'environnement électronique d'un atome, et la charge formelle, qui compare le nombre d'électrons attribués à cet atome au nombre qu'il possède à l'état libre. Ils ne mesurent pas la même chose et ne se remplacent pas.

La fin du chapitre change d'échelle. La différence d'électronégativité fait glisser une liaison du covalent pur vers l'ionique, sans frontière nette. Et surtout, une molécule faite de liaisons polaires peut être globalement apolaire si sa géométrie annule les moments : c'est le cas du dioxyde de carbone, l'exemple qui revient chaque année.

Les 20 notions de ce chapitre

Voici le découpage que nous utilisons pour ce chapitre. Chaque notion tient dans une fiche courte, travaillée dans le Parcours de l'app, à raison de deux par jour.

  1. Pourquoi deux atomes se lient : le doublet partagé
  2. Doublet liant et doublet non liant : le trait et les points
  3. Règle de l'octet et du duet : les Lewis courants des atomes
  4. Les exceptions à l'octet : lacune et hypervalence
  5. Étapes 1 et 2 : compter N, puis n = N/2
  6. Étape 3 : choisir l'atome central
  7. Étapes 4 et 5 : liaisons simples, puis doublets non liants
  8. Étape 6 : la charge formelle, terme par terme
  9. Octet ou charge formelle : deux comptages à ne pas confondre
  10. L'astuce rapide : lire les charges sans calculer, et vérifier Σq
  11. Étape 7 : valider la structure, et la liaison multiple
  12. SO₄²⁻ : quand l'astuce rapide tombe en panne
  13. Liaison σ et liaison π : recouvrement axial, recouvrement latéral
  14. Les liaisons multiples : 1 σ + n π, plus courtes et plus fortes
  15. La liaison dative : un seul atome fournit les deux électrons
  16. Δχ décide : le continuum covalent → polarisé → ionique
  17. La liaison ionique et les sels
  18. La liaison métallique : la mer d'électrons
  19. Le moment dipolaire d'une liaison : μ, le Debye et Δχ
  20. Polarité d'une molécule : la géométrie décide

Testez-vous : 4 QCM corrigés

Au format de la première année : plusieurs propositions, chacune vraie ou fausse indépendamment. Répondez d'abord, ouvrez la correction ensuite.

Question 1

Parmi les propositions suivantes relatives au comptage des électrons partagés dans une liaison, laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?

  • Chaque atome compte les 2 électrons du doublet comme s'ils étaient à lui.
  • Avec seulement 2 électrons partagés, les deux atomes gagnent chacun 2 électrons dans leur comptage.
  • Il faut 4 électrons partagés pour que chacun des deux atomes gagne 2 électrons.
  • Chaque atome gagne 2 électrons dans son comptage, mais en perd un au passage.
  • Dans ce comptage, les 2 électrons partagés sont attribués pour moitié à chaque atome.
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  • A. Vrai

    VRAI. C'est la première étape du raisonnement : chacun s'attribue le doublet entier dans son comptage personnel.

  • B. Vrai

    VRAI. C'est tout le tour de magie : deux électrons suffisent à en faire gagner deux à chacun des deux partenaires.

  • C. Faux

    FAUX : 2 électrons partagés suffisent. C'est précisément ce qui rend le partage si avantageux.

  • D. Faux

    FAUX : il n'y a aucune perte. Chaque atome gagne 2 électrons sans en céder aucun.

  • E. Faux

    FAUX : on ne coupe jamais un doublet en deux moitiés. Ses 2 électrons comptent en entier pour chacun des deux atomes.

Question 2

Parmi les propositions suivantes relatives aux structures courantes de l'hydrogène et des halogènes, ainsi qu'au détail du comptage, laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?

  • L'hydrogène forme une seule liaison et atteint ainsi le duet.
  • Les halogènes forment 1 liaison et portent 3 doublets non liants.
  • Le fluor, le chlore et le brome sont des halogènes, mais pas l'iode.
  • Sur l'azote, les 3 liaisons apportent 3 électrons, auxquels s'ajoutent les 2 du doublet non liant.
  • Un doublet non liant apporte 1 électron à l'atome qui le porte.
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  • A. Vrai

    VRAI. Une liaison lui apporte 2 électrons : c'est exactement sa cible, il s'arrête là.

  • B. Vrai

    VRAI. Un trait plus trois paires de points : 2 + 6 = 8 électrons, l'octet est respecté.

  • C. Faux

    FAUX : l'iode fait bien partie des halogènes cités, au même titre que F, Cl et Br.

  • D. Faux

    FAUX : 3 liaisons apportent 6 électrons, pas 3, puisque chaque liaison en vaut 2. Le total est 6 + 2 = 8.

  • E. Faux

    FAUX : un doublet, ce sont 2 électrons, et ils comptent tous les deux pour l'atome.

Question 3

Parmi les propositions suivantes relatives à la position de l'oxygène dans une structure, laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?

  • L'oxygène forme généralement quatre liaisons, ce qui en fait un bon atome central.
  • En règle générale, l'oxygène n'occupe pas la position centrale.
  • En cas d'hésitation entre C et O pour le centre, il faut choisir O.
  • Le peroxyde d'hydrogène H₂O₂ est cité comme le cas spécial où O se retrouve central.
  • Le piège signalé consiste à placer O en périphérie alors qu'il devrait être au centre.
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  • A. Faux

    FAUX : O forme généralement 2 liaisons au maximum. Très électronégatif, il préfère rester en périphérie plutôt que de coordonner plusieurs atomes.

  • B. Vrai

    VRAI. C'est le réflexe à installer : sauf cas particulier, O reste en périphérie de la structure.

  • C. Faux

    FAUX : dans le doute entre C et O, on choisit C au centre. C'est le moins électronégatif des deux, donc le meilleur candidat.

  • D. Vrai

    VRAI. C'est l'exception à connaître : H₂O₂, le peroxyde d'hydrogène, est le cas spécial cité face à la règle générale.

  • E. Faux

    FAUX : le piège est exactement l'inverse — placer O au centre par réflexe. Sa place normale est bien la périphérie.

Question 4

Parmi les propositions suivantes relatives au deuxième terme de la formule, laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?

  • On soustrait les électrons des doublets non liants portés par l'atome.
  • On les soustrait parce que ces électrons appartiennent à 100 % à cet atome.
  • Dans H₂O, l'oxygène porte 2 doublets non liants, ce qui donne 2 électrons à soustraire.
  • Dans H₂O, chaque hydrogène apporte 2 électrons non liants à ce deuxième terme.
  • La formule compte des doublets, jamais des électrons.
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  • A. Vrai

    VRAI. Ce sont les doublets que l'atome garde pour lui seul : ils entrent dans le deuxième terme.

  • B. Vrai

    VRAI. Contrairement aux électrons de liaison, ceux-là ne sont partagés avec personne : l'atome les possède entièrement.

  • C. Faux

    FAUX : 2 doublets non liants font 4 électrons, pas 2. C'est l'erreur de conversion la plus fréquente sur ce terme.

  • D. Faux

    FAUX : chaque H ne porte aucun doublet non liant, donc 0 électron. Son deuxième terme est nul.

  • E. Faux

    FAUX : c'est exactement l'inverse. La formule compte des électrons, et il faut donc convertir chaque doublet en 2 électrons avant de l'écrire.

Ces questions sont un extrait. La banque complète, chapitre par chapitre, se travaille dans l'Arène de l'app, après la séance du jour.

La suite, dans l'app

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Vous avez la carte de ce chapitre. Les notions, elles, se travaillent une par une. Le Parcours de l'app Medeos propose deux fiches par jour, dans l'ordre du programme de première année (anatomie, biologie, chimie, physique), puis des QCM pour vérifier. Gratuit, sans carte bancaire.

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