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Liaison chimique : Modèle de Lewis, VSEPR et hybridation

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

1. Modèle de Lewis

Le modèle de Lewis décrit la répartition des électrons de valence.

  • Règle de l'octet : Les atomes (C, N, O, F...) tendent à s'entourer de 8 électrons.
  • Charge formelle ($C_f$) : $$C_f = n_v - (n_l + n_d)$$ Où $n_v$ est le nombre d'électrons de valence, $n_l$ le nombre d'électrons liants (un par liaison) et $n_d$ le nombre d'électrons des doublets non-liants.

2. Théorie VSEPR (Gillespie)

Elle permet de prévoir la géométrie à partir de la répulsion des paires électroniques.

  • Formule : $AX_nE_m$
    • $A$ : Atome central.
    • $X_n$ : $n$ atomes liés à $A$.
    • $E_m$ : $m$ doublets non-liants sur $A$.
  • Géométries de base :
    • $AX_2$ : Linéaire ($180^\circ$).
    • $AX_3$ : Trigonale plane ($120^\circ$).
    • $AX_4$ : Tétraédrique ($109.5^\circ$).
    • $AX_3E_1$ : Pyramidale à base trigonale ($< 109.5^\circ$).
    • $AX_2E_2$ : Coudée ou en V ($< 109.5^\circ$).

3. Hybridation des orbitales atomiques

C'est la combinaison linéaire des orbitales atomiques ($s, p$) pour expliquer la géométrie observée.

  • $sp^3$ : 1 orbitale $s$ + 3 orbitales $p \rightarrow$ 4 orbitales hybrides (Géométrie tétraédrique).
  • $sp^2$ : 1 orbitale $s$ + 2 orbitales $p \rightarrow$ 3 orbitales hybrides (Géométrie trigonale plane, reste une orbitale $p$ pure pour une liaison $\pi$).
  • $sp$ : 1 orbitale $s$ + 1 orbitale $p \rightarrow$ 2 orbitales hybrides (Géométrie linéaire, reste deux orbitales $p$ pures pour deux liaisons $\pi$).

Méthodes à maîtriser

  1. Tracer Lewis : Compter le nombre total d'électrons de valence, placer l'atome le moins électronégatif au centre, répartir les doublets pour satisfaire l'octet.
  2. Déterminer VSEPR : Compter les voisins ($n$) et les doublets libres ($m$) sur l'atome central uniquement.
  3. Déduire l'hybridation :
    • Si $n+m = 4 \Rightarrow sp^3$
    • Si $n+m = 3 \Rightarrow sp^2$
    • Si $n+m = 2 \Rightarrow sp$

Exemples corrigés

  • $CH_4$ : $AX_4 \rightarrow$ Tétraèdre, angle $109.5^\circ$, hybridation $sp^3$.
  • $NH_3$ : $AX_3E_1 \rightarrow$ Pyramide trigonale, angle $\approx 107^\circ$, hybridation $sp^3$.
  • $CO_2$ : $O=C=O \rightarrow AX_2 \rightarrow$ Linéaire, angle $180^\circ$, hybridation $sp$.

Erreurs fréquentes

  • Confondre la géométrie de la figure de répulsion (ex: tétraèdre pour $AX_2E_2$) avec la géométrie de la molécule (ex: coudée pour $AX_2E_2$).
  • Oublier de soustraire ou d'ajouter des électrons pour les ions ($NH_4^+$, $SO_4^{2-}$).
  • Croire que l'hybridation dépend des liaisons $\pi$ (elle ne dépend que des liaisons $\sigma$ et des doublets non-liants).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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Défi flash : 4 questions

Sans compte

🎯 Liaison chimique : Modèle de Lewis, VSEPR et hybridation

1/4

Quelle est la géométrie de la molécule $SF_2$ sachant que $S$ appartient à la même colonne que l'Oxygène ?

❓ Questions fréquentes

Pourquoi le Béryllium (BeCl2) est-il linéaire alors qu'il n'a que 2 électrons ?
  1. $Be$ (Z=4) a 2 électrons de valence ($2s^2$).
  2. Il forme deux liaisons simples avec les $Cl$. Il n'a plus d'électrons, donc 0 doublet non-liant.
  3. Type VSEPR : $AX_2$.
  4. La répulsion maximale entre deux paires liantes impose un angle de $180^\circ$.

💡 À retenir : $AX_2$ est toujours linéaire, même si l'octet n'est pas rempli (hypovalence).

Kifach n3ref chhal mn doublet non-liant 3nd l-atome central ?
  1. Tu calcules d'abord le nombre d'électrons de valence ($n_v$) de l'atome (ex: Azote $N$ a 5 électrons).
  2. Tu regardes combien de liaisons il a formées (chaque liaison consomme 1 électron de l'atome central).
  3. Tu soustrais : $n_v - \text{liaisons}$. Le reste, tu le divises par 2 pour avoir les doublets.
  4. Exemple pour $NH_3$ : $N$ a 5 électrons. Il fait 3 liaisons avec $H$. Reste $5 - 3 = 2$ électrons, soit 1 doublet non-liant ($E_1$).

💡 À retenir : Le nombre de doublets non-liants $m = \frac{n_v - \text{électrons engagés}}{2}$.

Pourquoi l'angle dans H2O est plus petit que dans CH4 ?
  1. $CH_4$ est de type $AX_4$ (tétraédrique parfait), l'angle est de $109.5^\circ$.
  2. $H_2O$ est de type $AX_2E_2$. Elle possède deux doublets non-liants.
  3. Selon la théorie VSEPR, les doublets non-liants occupent plus d'espace et exercent une répulsion plus forte que les doublets liants.
  4. Cette répulsion "comprime" les liaisons $O-H$, réduisant l'angle à environ $104.5^\circ$.

💡 À retenir : La répulsion augmente dans l'ordre : liant-liant < liant-non liant < non liant-non liant.

Chno l-farq bin liaison sigma o liaison pi f l-hybridation ?
  1. La liaison $\sigma$ est le résultat d'un recouvrement axial (bout à bout). Elle est formée par les orbitales hybrides ($sp, sp^2, sp^3$).
  2. La liaison $\pi$ est le résultat d'un recouvrement latéral. Elle est formée uniquement par des orbitales $p$ "pures" non hybridées.
  3. Dans une liaison double, il y a $1\sigma$ et $1\pi$. Dans une triple, $1\sigma$ et $2\pi$.

💡 À retenir : L'hybridation ne concerne que les liaisons $\sigma$ et les doublets non-liants.

Comment savoir si une molécule est polaire ou apolaire ?
  1. Vérifier si les liaisons sont polaires (différence d'électronégativité $\Delta \chi > 0.4$).
  2. Regarder la géométrie (VSEPR).
  3. Faire la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison $\vec{\mu}_{tot} = \sum \vec{\mu}_i$.
  4. Si la géométrie est symétrique (ex: $CO_2, CH_4, BF_3$), les moments s'annulent : la molécule est apolaire. Sinon, elle est polaire.

💡 À retenir : Une molécule symétrique avec des atomes identiques en périphérie est généralement apolaire.

Est-ce que la règle de l'octet est toujours respectée ?

Non, il existe des exceptions :

  1. L'hypovalence : Atomes comme le Bore ($B$) dans $BF_3$ (seulement 6 électrons).
  2. L'hypervalence : Atomes des périodes $n \ge 3$ (comme $P, S, Cl$) qui peuvent avoir plus de 8 électrons (ex: $PCl_5, SF_6$) car ils utilisent leurs orbitales $d$ vacantes.
  3. Électrons impairs : Molécules comme $NO$ ou $NO_2$.

💡 À retenir : La règle de l'octet est stricte pour $C, N, O, F$.

Daba kifach n-ferreq bin sp^2 o sp^3 f l-chimie organique ?

C'est très simple en regardant les liaisons du Carbone :

  1. Si le Carbone n'a que des liaisons simples ($\sigma$) $\rightarrow$ $sp^3$ (ex: Alcane).
  2. Si le Carbone a une double liaison ($1\sigma + 1\pi$) $\rightarrow$ $sp^2$ (ex: Alcène).
  3. Si le Carbone a une triple liaison ou deux doubles liaisons $\rightarrow$ $sp$ (ex: Alcyne).

💡 À retenir : Compte le nombre de voisins directs de l'atome : 4 voisins = $sp^3$, 3 voisins = $sp^2$, 2 voisins = $sp$.

Quelle est la différence entre géométrie électronique et géométrie moléculaire ?
  1. La géométrie électronique (ou figure de répulsion) prend en compte tous les doublets (liants $X$ et non-liants $E$). Pour $AX_2E_2$, c'est un tétraèdre.
  2. La géométrie moléculaire ne décrit que la position des atomes visibles. Pour $AX_2E_2$, on ne "voit" que les atomes, donc elle est dite "coudée".

💡 À retenir : On nomme la molécule selon la position des noyaux d'atomes uniquement.

Comment calculer la charge formelle d'un atome dans un ion ?
  1. Prendre le nombre d'électrons de valence de l'atome neutre ($n_v$).
  2. Soustraire le nombre de points (électrons des doublets non-liants).
  3. Soustraire le nombre de traits (liaisons).
  4. Exemple pour l'oxygène dans $OH^-$ : $O$ a 6 électrons de valence. Dans $OH^-$, il a 3 doublets (6 points) et 1 liaison (1 trait). $C_f = 6 - 6 - 1 = -1$.

💡 À retenir : La somme des charges formelles doit être égale à la charge totale de l'ion.

Pourquoi l'hybridation sp^2 est-elle plane ?
  1. L'hybridation $sp^2$ mélange une orbitale $s$ et deux orbitales $p$ (disons $p_x$ et $p_y$).
  2. Mathématiquement, la combinaison de ces trois orbitales définit un plan (le plan $xy$).
  3. Les trois orbitales hybrides résultantes se repoussent pour être à $120^\circ$ les unes des autres dans ce même plan.

💡 À retenir : $sp^2$ = 3 orbitales à $120^\circ$ dans un plan.

Chno hiya l-mésomérie o wach dakhla f Lewis ?
  1. Oui, la mésomérie (ou résonance) complète Lewis quand une seule formule ne suffit pas.
  2. C'est quand on peut déplacer des doublets $\pi$ ou non-liants sans bouger les atomes.
  3. On dessine plusieurs structures reliées par une double flèche $\leftrightarrow$.

💡 À retenir : La vraie molécule est un "hybride de résonance", une moyenne des formes limites.

Comment déterminer l'atome central dans une molécule complexe ?
  1. C'est généralement l'atome qui peut former le plus de liaisons (valence la plus élevée).
  2. C'est souvent l'atome le moins électronégatif (sauf pour l'Hydrogène qui est toujours en périphérie).
  3. Dans les formules brutes, c'est souvent le premier atome écrit (ex: $S$ dans $SO_2$).

💡 À retenir : L'atome central est celui qui "tient" la structure.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Énoncé : Étude de la molécule d'ammoniac ($NH_3$) et de l'ion ammonium ($NH_4^+$) Données : $Z(H)=1$ ; $Z(N)=7$.

  1. Donner la configuration électronique de l'azote ($N$) et de l'hydrogène ($H$). En déduire leur nombre d'électrons de valence.
  2. Représenter la structure de Lewis de $NH_3$.
  3. Déterminer le type VSEPR ($AX_nE_m$) de $NH_3$. En déduire la géométrie de la molécule et l'angle de liaison approximatif.
  4. Quelle est l'hybridation de l'atome d'azote dans $NH_3$ ?
  5. L'ion $NH_4^+$ se forme par fixation d'un proton $H^+$ sur le doublet non-liant de $NH_3$. Représenter Lewis de $NH_4^+$, donner son type VSEPR et sa géométrie.
  6. Comparer les angles de liaison dans $NH_3$ et $NH_4^+$. Justifier.
Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Énoncé : Géométrie et Hybridation du Dioxyde de Carbone ($CO_2$) et de l'Éthène ($C_2H_4$)

  1. Établir le schéma de Lewis de $CO_2$. Préciser les charges formelles.
  2. En utilisant la théorie VSEPR, donner la géométrie de $CO_2$. Est-elle polaire ?
  3. Donner l'hybridation de l'atome de carbone dans $CO_2$. Expliquer la formation des liaisons $\pi$.
  4. Pour l'éthène ($H_2C=CH_2$), donner l'hybridation de chaque carbone.
  5. Décrire les types de recouvrements d'orbitales présents dans la double liaison $C=C$.
Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 3

Énoncé : Étude de l'ion carbonate $CO_3^{2-}$

  1. Calculer le nombre total d'électrons de valence de l'ion $CO_3^{2-}$.
  2. Proposer les structures de Lewis limites (formes mésomères) de cet ion.
  3. Quelle est la géométrie de l'ion d'après la théorie VSEPR ?
  4. L'expérience montre que les trois liaisons $C-O$ ont la même longueur ($128$ pm), intermédiaire entre une liaison simple ($143$ pm) et une liaison double ($122$ pm). Expliquer ce résultat.
Voir la correction détaillée : inscription gratuite

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