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Schémas de Lewis et géométrie des molécules

Répartition des électrons de valence en doublets liants et non-liants pour respecter la règle de l'octet. Prévision de la géométrie spatiale simple autour d'un atome central.

Duree estimee : 20 min

1. Construire le schéma de Lewis

Imagine que les atomes sont des pièces de puzzle. Pour s'assembler, ils partagent les électrons de leur dernière couche (couche de valence). Le schéma de Lewis est le plan qui montre la répartition de ces électrons autour des atomes.

Les électrons se regroupent en duos appelés doublets. Il en existe deux types : les doublets liants (traits entre deux atomes) qui assurent la liaison, et les doublets non-liants (traits sur un atome seul) qui ne lient pas mais complètent la stabilité de l'atome.

Méthode infaillible : compte les électrons de valence de tous les atomes. Pour un ion, ajoute 1 électron par charge négative ou retire-en 1 par charge positive. Divise le total par 2 : c'est le nombre exact de traits (doublets) à dessiner.

Exemple avec l'ammoniac (

NH_{3}

). Azote (

5

électrons)

+

Hydrogènes (3

3 \times 1

électron)

=

électrons, soit 4 doublets. L'azote forme 3 liaisons avec les H et garde 1 doublet non-liant pour respecter la règle de l'octet (8 électrons autour de lui).

Il arrive qu'un atome n'ait pas assez d'électrons pour compléter son octet ou son duet. Il porte alors une lacune électronique, représentée par un petit rectangle vide. C'est le cas typique de l'ion hydrogène $H^{+}$ .

Schéma 2D scientifique sur fond blanc. À gauche : molécule NH3 avec N au centre, 3 liaisons simples vers H, et un trait horizontal sur le N (doublet non-liant). À droite : molécule H2O avec O au centre, 2 liaisons vers H, et deux traits sur le O (doublets non-liants). — Voici les schémas de Lewis de l'ammoniac ( $NH_{3}$ ) et de l'eau ( $H_{2} O$ ).

N'oublie jamais les doublets non-liants ! Ils sont invisibles dans la formule brute mais indispensables pour vérifier que l'atome respecte la règle de l'octet (être entouré de 4 doublets au total).

2. Prévoir la géométrie spatiale

Un schéma de Lewis est plat, mais les molécules sont en 3D. Imagine que chaque doublet autour de l'atome central est un ballon chargé d'électricité négative. Comme les charges de même signe se repoussent, ces ballons s'écartent les uns des autres le plus possible.

La forme de la molécule dépend de la répulsion maximale entre tous les doublets (liants ET non-liants) qui entourent l'atome central.

Si l'atome central a 4 voisins et aucun doublet non-liant (comme le méthane

CH_{4}

), les liaisons forment un tétraèdre (pyramide à base triangulaire). C'est la seule façon d'éloigner 4 objets au maximum dans l'espace.

Attention, les doublets non-liants repoussent aussi les liaisons ! Dans l'eau ( $H_{2} O$ ), l'oxygène a 2 voisins et 2 doublets non-liants. Ces 4 groupes s'écartent en tétraèdre, mais comme on ne "voit" que les atomes, la molécule apparaît coudée (forme de V).

Illustration 3D pédagogique. 1) Molécule CH4 : tétraèdre parfait, atome central noir. 2) Molécule NH3 : forme pyramidale (trépied), atome central bleu avec un lobe transparent au sommet (doublet non-liant). 3) Molécule H2O : forme coudée en V, atome central rouge avec deux lobes transparents (doublets non-liants). — Compare ces trois géométries courantes : tétraédrique, pyramidale et coudée.

Ne confonds pas le dessin avec la réalité. Sur le papier,

H - O - H

semble plat (

18 0^{\circ}

), mais en vrai, les doublets non-liants de l'oxygène plient la molécule.

3. Polarité des molécules

Une liaison est un tir à la corde pour les électrons. Si deux atomes ont une électronégativité différente, le plus fort tire les électrons vers lui. Il acquiert une charge partielle négative ( $δ^{-}$ ) et l'autre une positive ( $δ^{+}$ ).

Dessin style cartoon épuré. Deux atomes tirent sur une corde symbolisant la liaison. L'atome de droite (Oxygène, gros) tire plus fort que celui de gauche (Hydrogène, petit). Un symbole 'delta -' flotte près du gros atome, un 'delta +' près du petit. — Visualise l'électronégativité comme une différence de force.

Pour savoir si la molécule entière est polaire, regarde sa géométrie. Additionne les effets de toutes les liaisons polarisées. Si les effets s'annulent par symétrie, la molécule est apolaire. Sinon, elle est polaire.

CO_{2}

est linéaire (

O = C = O

). Les deux O tirent chacun de leur côté avec la même force : tout s'annule, la molécule est apolaire. L'eau (

H_{2} O

) est coudée : les tirs s'ajoutent au lieu de s'annuler, la molécule est donc polaire.

À retenir : Une molécule est polaire si ses liaisons sont polarisées ET si les centres des charges positives et négatives ne coïncident pas.

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