Liaisons chimiques et géométrie des molécules

1. Calcule la différence d'électronégativité ($\Delta\chi$) entre les atomes liés.
2. Si $\Delta\chi$ est élevé, la liaison est polarisée.
3. Analyse la géométrie : si la molécule est symétrique (ex: $CO_2$, $CH_4$), les moments dipolaires s'annulent. Si elle est asymétrique (ex: $H_2O$, $NH_3$), elle est polaire.

💡 À retenir : Une molécule peut avoir des liaisons polarisées mais être apolaire si sa géométrie est parfaitement symétrique.

1. D'abord, dessine la structure de Lewis en respectant la règle de l'octet.
2. Compte combien d'électrons de valence chaque atome a apporté.
3. Soustrais les électrons utilisés dans les liaisons (doublets liants).
4. Le reste, divisé par 2, donne le nombre de doublets non liants.

💡 À retenir : L'atome central doit toujours respecter la règle de l'octet (8 électrons au total).

Non, il existe des exceptions :

1. Lacune électronique : Molécules comme $BeCl_2$ ou $BF_3$ où l'atome central a moins de 8 électrons.
2. Hypervalence : Atomes de la 3ème période ou plus (ex: $PCl_5$, $SF_6$) qui peuvent avoir plus de 8 électrons.

💡 À retenir : La règle de l'octet est une règle générale, mais les éléments des périodes supérieures peuvent dépasser 8 électrons.

C'est le mélange d'une orbitale $s$ et de trois orbitales $p$ pour former 4 orbitales identiques. Cela permet à l'atome (comme le Carbone) de former 4 liaisons équivalentes orientées vers les sommets d'un tétraèdre.

💡 À retenir : $sp^3$ correspond à une géométrie tétraédrique ($AX_4$).

Dans $H_2O$ ($AX_2E_2$), les deux doublets non liants occupent plus d'espace que les doublets liants. Ils "poussent" les liaisons $O-H$ vers le bas, réduisant l'angle de $109,5^\circ$ (tétraèdre parfait) à $104,5^\circ$.

💡 À retenir : Les doublets non liants sont plus répulsifs que les doublets liants.

1. Compte le nombre de domaines électroniques (liaisons + doublets non liants) autour de l'atome central.
2. Si 4 domaines : $sp^3$.
3. Si 3 domaines : $sp^2$.
4. Si 2 domaines : $sp$.

💡 À retenir : Le nombre de domaines = $n + m$ dans $AX_nE_m$.

1. Liaison sigma ($\sigma$) : Résulte du recouvrement axial des orbitales. C'est une liaison forte, présente dans toutes les liaisons simples.
2. Liaison pi ($\pi$) : Résulte du recouvrement latéral des orbitales $p$. Elle est plus faible et se trouve dans les liaisons doubles ou triples.

💡 À retenir : Une liaison double contient 1 $\sigma$ et 1 $\pi$. Une triple contient 1 $\sigma$ et 2 $\pi$.

Il s'applique très bien aux molécules formées d'éléments des blocs $s$ et $p$. Il devient plus complexe pour les métaux de transition (à vérifier par le professeur selon le programme spécifique de l'ENA).

💡 À retenir : Pour le Bac, concentre-toi sur les molécules organiques simples ($C, H, O, N, X$).

Non. Bien que les liaisons $C-H$ soient légèrement polarisées, la géométrie tétraédrique parfaite fait que les moments dipolaires s'annulent exactement.

💡 À retenir : La symétrie annule la polarité.

Plus la différence d'électronégativité est grande, plus la liaison est polarisée. Si elle est très grande, la liaison devient ionique. Si elle est nulle, la liaison est purement covalente.

💡 À retenir : $\Delta\chi > 1,7$ indique souvent un caractère ionique dominant.

Utilise la représentation de Cram :

1. Trait plein : liaison dans le plan.
2. Triangle plein : liaison vers l'avant.
3. Triangle hachuré : liaison vers l'arrière.

💡 À retenir : Cette méthode est indispensable pour la stéréochimie.

Oui, selon sa valence :

• $H$ : 1 liaison.
• $O$ : 2 liaisons.
• $N$ : 3 liaisons.
• $C$ : 4 liaisons.

💡 À retenir : Ces valences permettent de construire rapidement les structures de Lewis.