1ère spécialité • 2025-2026

Schémas de Lewis et polarité des molécules

Schémas de Lewis (atome, molécule, ion polyatomique), géométrie des molécules, polarité d'une liaison et d'une molécule : barycentres des charges.

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📎 AE — Extraction liquide-liquide 📎 AE — Géométrie

Schémas de Lewis

À retenir

Le schéma de Lewis d’une molécule consiste à représenter sa formule développée ou semi-développée en y faisant apparaître les doublets non-liants et les lacunes électroniques.

Rappel : un doublet, qu’il soit liant ou non liant, est composé de deux électrons. Chaque atome cherche à acquérir la structure électronique d’un gaz noble : il cherche donc à compléter sa couche électronique externe. Cela conduit en général à avoir 8 électrons autour de lui (un octet).

Schéma de Lewis de l'atome d'azote dans l'ammoniaque — L’atome d’azote possède 8 électrons autour de lui.

Schéma de Lewis de l'atome de bore, 6 électrons — L’atome de bore ne possède que 6 électrons autour de lui : il lui manque deux électrons, que l’on représente par une case vide.

Schéma de Lewis d’un atome

Exemple avec l’atome d’azote ( $Z=7$ ). La structure électronique de l’atome d’azote est :

$1s^2~2s^2~2p^3$

La couche électronique externe (également appelée couche de valence), ici la 2e, est composée de 5 électrons.

Deux notations équivalentes du schéma de Lewis de l'atome d'azote

Les électrons qui sont appairés forment un doublet non liant. Les 3 électrons célibataires vont pouvoir former trois doublets liants avec d’autres atomes afin de compléter la couche électronique externe.

Un doublet liant est une mise en commun des électrons de valence de chaque atome. L’électron apporté par l’azote et celui apporté par l’hydrogène sont mis en commun : les deux électrons appartiennent désormais à la fois à N et à H.

Schéma de Lewis d’une molécule

Afin de construire le schéma de Lewis d’une molécule, il suffit de partir des schémas de Lewis atomiques et de relier les électrons célibataires de la couche de valence entre eux !

Exemple 1 — formation du méthane $\ce{CH4}$ . 1 atome de carbone portant 4 électrons de valence et 4 atomes d’hydrogène portant chacun 1 électron de valence.

Formation du méthane : les électrons célibataires se relient pour former des doublets liants

Exemple 2 — diazote. Si l’on prend deux atomes d’azote, on obtient :

Formation du diazote : les électrons célibataires se relient pour former une triple liaison

Schéma de Lewis d’un ion polyatomique

Méthode

Méthode générale

Compter le nombre d’électrons de valence au sein de l’ion polyatomique.
Prendre en compte la charge de l’ion polyatomique dans le décompte des électrons.
En déduire le nombre de doublets (liants et non liants).
Représenter la structure de l’ion en respectant les règles de stabilité.
Identifier l’atome qui porte la charge formelle en comparant au schéma de Lewis atomique.

Exemple de l’ion ammonium NH₄⁺ :

1 atome d’azote ( $Z=7$ ) : $1s^2~\red{2s^2~2p^3}$ $\rightarrow$ 5 électrons

4 atomes d’hydrogène ( $Z=1$ ) : $\red{1s^1}$ $\rightarrow$ 4 électrons

La charge « + » signifie qu’il y a eu perte d’un électron.

Au total, l’ion polyatomique $\ce{NH4+}$ possède 8 électrons de valence, donc 4 doublets.

Représentation de la structure de l’ion :

On vérifie si la structure est correcte :

2 électrons autour de l’hydrogène : ok !
8 électrons autour de l’azote : ok !

Quel atome porte la charge positive ? L’atome d’azote apporte 5 électrons d’après le schéma de Lewis atomique ; dans cet ion, seuls 4 électrons sont directement autour de lui : il lui manque donc un électron, il va porter une charge positive.

L'atome d'azote porte la charge positive

Schéma de Lewis de l'ion ammonium, charge positive portée par l'azote

Géométrie des molécules

À retenir

La répulsion électronique

Les doublets, qu’ils soient liants ou non liants, sont toujours composés de deux électrons. Les électrons étant chargés négativement, chaque doublet va avoir tendance à s’écarter au maximum afin de gagner en stabilité.

Exemple 1 : soit une molécule composée de deux doublets liants.

Molécule linéaire à deux doublets liants

Afin que les doublets liants soient écartés au maximum, il se forme un angle de 180° entre eux. La molécule est linéaire.

Exemple 2 : soit une molécule composée de trois doublets liants.

Molécule triangulaire plane à trois doublets liants

Afin que les doublets liants soient écartés au maximum, il se forme un angle de 120° entre eux. La molécule est triangulaire plane.

S’il y a 4 atomes voisins, on obtient une géométrie en 3D difficilement représentable sans de nouvelles notations qui ne sont pas au programme du lycée. On peut quand même essayer de représenter la molécule :

Molécule tétraédrique à quatre doublets liants

La molécule est tétraédrique avec un angle de 109,5° entre chaque liaison.

Un doublet non liant agit quasiment de la même manière qu’une liaison : autour de l’atome d’oxygène présent dans la molécule d’eau se trouvent deux atomes d’hydrogène et deux doublets non liants, il a donc 4 voisins dont 2 fictifs !

La molécule d’eau est dite « coudée » à cause des doublets non liants présents sur l’atome d’oxygène.

Quelques géométries à connaître :

Polarité d’une liaison

Définition

Électronégativité des atomes

L’électronégativité représente la capacité d’un élément chimique à attirer les électrons d’un doublet liant. Elle se note $\chi$ .

Électronégativité des éléments du tableau périodique

L’électronégativité d’un atome augmente lorsqu’on se déplace vers la droite et vers le haut du tableau périodique des éléments.

Lorsque deux éléments chimiques dont la différence d’électronégativité est importante (par convention supérieure à 0,4) sont liés, on dit que la liaison est polarisée.

La liaison entre l’hydrogène et le chlore est très polarisée : l’élément chlore est bien plus électronégatif que l’élément hydrogène ( $\chi(Cl)=3{,}16$ et $\chi(H)=2{,}2$ ).

Cela signifie qu’au lieu de représenter la liaison comme cela :

Liaison H-Cl avec charges partielles δ⁺ et δ⁻

on peut la représenter comme cela :

Les électrons de la liaison sont attirés par l’atome de chlore. Il y a donc apparition d’une charge partielle négative sur l’atome de chlore que l’on note $\delta^-$ , et d’une charge partielle positive sur l’hydrogène $\delta^+$ .

Polarité d’une molécule

Si une molécule est composée uniquement de liaisons apolaires (non polarisées) comme par exemple le méthane $\ce{CH4}$ , alors la molécule est forcément apolaire.

À retenir

Deux cas

Si la molécule est composée de liaisons polaires, il y a deux cas différents :

Si le barycentre des charges positives coïncide avec celui des charges négatives, alors la molécule est apolaire.
Si les barycentres des charges positives et négatives ne coïncident pas, alors la molécule est polaire.

Exemple de la molécule d’eau :

Barycentres des charges de la molécule d'eau

Les barycentres $G^+$ et $G^-$ ne coïncident pas : la molécule d’eau est donc polaire. Elle peut être modélisée en première approximation par un dipôle électrique, comme une pile, avec un pôle + et un pôle − : c’est ce qui explique le fait qu’un filet d’eau soit dévié par une règle chargée électriquement, comme vu en TP !

Exemple du dioxyde de carbone $\ce{CO2}$ :

La différence d’électronégativité entre le carbone et l’oxygène est supérieure à 0,4 : la liaison $\ce{C-O}$ est donc polaire. De plus, l’atome de carbone est moins électronégatif que l’atome d’oxygène : c’est donc l’oxygène qui attire les électrons de la liaison et qui porte la charge partielle négative. Si l’on détermine le schéma de Lewis de la molécule on obtient :

Schéma de Lewis du dioxyde de carbone avec les charges partielles

Détermination du barycentre des charges :

Barycentres des charges du dioxyde de carbone

Les barycentres $G^+$ et $G^-$ coïncident, les polarités de chaque liaison se compensent : la molécule de $\ce{CO2}$ est donc apolaire.

Remarque

Les molécules qui possèdent un centre de symétrie sont toujours apolaires.