Chimie
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Liaisons chimiques et géométrie moléculaire
Les atomes seuls sont rarement contents : ils se lient pour gagner en stabilité. La façon dont ils s'y prennent, donner, prendre ou partager des électrons, détermine tout : si une substance est un sel ou un gaz, soluble dans l'eau ou non, conductrice ou isolante. Comprendre la liaison, c'est comprendre les propriétés de la matière.
1Pourquoi les atomes se lient : la règle de l'octet
La quête de stabilité
Les gaz nobles (He, Ne, Ar) ne réagissent presque jamais : leur couche externe est pleine. Tous les autres atomes « rêvent » d'atteindre cette configuration stable. Pour y arriver, ils gagnent, perdent ou partagent des électrons : c'est la liaison chimique.
Règle de l'octet
Un atome est stable quand sa couche externe compte 8 électrons (un « octet »), ou 2 pour l'hydrogène et l'hélium (le « duet »). Les atomes se lient de façon à atteindre cet octet.
| Type de liaison | Mécanisme | Entre qui ? |
|---|---|---|
| Ionique | transfert d'électrons | métal + non-métal |
| Covalente | partage d'électrons | non-métal + non-métal |
| Métallique | électrons libres délocalisés | métal + métal |
Pourquoi le sodium (Na, 1 électron de valence) forme-t-il facilement l'ion Na⁺ ?Réfléchis puis ouvre ▾
Parce qu'en perdant son unique électron de valence, le sodium retrouve la configuration stable du néon (octet complet sur la couche en dessous). Perdre 1 électron est bien plus « économique » que d'en gagner 7. C'est pourquoi les alcalins forment des cations .
Vérifie que tu as compris
Quelle configuration les atomes cherchent-ils à atteindre ?Réfléchis puis ouvre ▾
Celle des gaz nobles : une couche externe pleine (l'octet, 8 électrons ; 2 pour H et He).
Quels sont les trois grands types de liaison ?Réfléchis puis ouvre ▾
Ionique (transfert), covalente (partage) et métallique(mer d'électrons).
Une liaison ionique se forme entre quels partenaires ?Réfléchis puis ouvre ▾
Un métal et un non-métal (l'un cède des électrons, l'autre les capte).
2La liaison ionique : donner et prendre
Un transfert complet
Quand un métal (qui perd facilement des électrons) rencontre un non-métal (qui en capte facilement), il y a transfert : le métal devient un cation, le non-métal un anion. Les deux ions, de charges opposées, s'attirent : c'est la liaison ionique.
Exemple : NaCl (le sel de table)
Na (1 é. de valence) donne son électron à Cl (7 é. de valence). On obtient Na⁺ et Cl⁻ : tous deux ont maintenant un octet. L'attraction électrostatique entre Na⁺ et Cl⁻ forme un cristal ioniquerégulier.
| Propriété des composés ioniques | Pourquoi |
|---|---|
| Solides à température ambiante, point de fusion élevé | l'attraction entre ions est très forte |
| Souvent solubles dans l'eau | l'eau (polaire) entoure et sépare les ions |
| Conduisent le courant fondus ou dissous | les ions deviennent alors mobiles |
Pour le futur médecin
Le corps fonctionne grâce à des ions issus de composés ioniques dissous : Na⁺ et K⁺ pilotent l'influx nerveux, Ca²⁺ la contraction musculaire, Cl⁻ l'équilibre osmotique. Un « ionogramme » sanguin mesure précisément ces concentrations.
Quels ions forme le magnésium (Mg, 2 é. de valence) avec le chlore ? Quelle est la formule du composé ?Facile
Solution détaillée
Mg perd 2 électrons ⇒ Mg²⁺ ; chaque Cl gagne 1 électron ⇒ Cl⁻. Il faut 2 Cl⁻ pour neutraliser Mg²⁺ : la formule est MgCl₂.Vérifie que tu as compris
Que se passe-t-il lors d'une liaison ionique ?Réfléchis puis ouvre ▾
Un transfert complet d'électrons : le métal devient cation, le non-métal anion, et les deux s'attirent.
Pourquoi les composés ioniques conduisent-ils le courant fondus ou dissous ?Réfléchis puis ouvre ▾
Parce que les ions deviennent mobiles (à l'état solide, ils sont bloqués dans le cristal).
Pourquoi les composés ioniques ont-ils un point de fusion élevé ?Réfléchis puis ouvre ▾
L'attraction électrostatique entre ions est très forte.
3La liaison covalente : partager
Quand personne ne veut céder
Entre deux non-métaux, aucun n'arrache l'électron de l'autre. La solution : partagerune (ou plusieurs) paires d'électrons. Chaque paire partagée compte pour l'octet des deuxatomes.
| Liaison | Paires partagées | Exemple |
|---|---|---|
| Simple | 1 paire (2 électrons) | H–H, Cl–Cl |
| Double | 2 paires (4 électrons) | O=O, CO₂ |
| Triple | 3 paires (6 électrons) | N≡N |
Structures de Lewis (méthode express)
1) Compte le total des électrons de valence. 2) Place l'atome central (le moins électronégatif, jamais H). 3) Relie par des liaisons simples. 4) Complète les octets avec des doublets non liants. 5) S'il manque des électrons à l'atome central, forme des liaisons doubles ou triples.
Charge formelle (pour valider une structure de Lewis)
électrons de valence de l'atome isolé—
électrons non liants (doublets libres)—
électrons partagés (liaisons)—
Quand l'utiliser
Pour choisir la meilleure structure de Lewis quand plusieurs sont possibles.
Quand l'éviter
Inutile pour les molécules simples évidentes (H₂O, CH₄).
Interprétation
La meilleure structure minimise les charges formelles (idéalement toutes nulles).
Piège au concours
Compter les électrons partagés en entier : on n'en attribue que la MOITIÉ à chaque atome.
Astuce mémo
« Valence − solitaires − moitié des partagés ».
Dans la molécule N₂, pourquoi la liaison est-elle si difficile à rompre ?Réfléchis puis ouvre ▾
Parce que c'est une triple liaison (N≡N) : trois paires d'électrons partagées. Il faut beaucoup d'énergie pour la casser, ce qui rend le diazote très stable et peu réactif, d'où son abondance inerte dans l'atmosphère.
Vérifie que tu as compris
Que partagent deux atomes dans une liaison covalente ?Réfléchis puis ouvre ▾
Une (ou plusieurs) paires d'électrons ; chaque paire compte pour l'octet des deux atomes.
Combien de paires partage une liaison double ?Réfléchis puis ouvre ▾
Deux (4 électrons) ; une triple en partage trois.
Quel atome place-t-on au centre d'une structure de Lewis ?Réfléchis puis ouvre ▾
Le moins électronégatif (jamais l'hydrogène, qui reste périphérique).
4Électronégativité et polarité de la liaison
Un partage rarement équitable
Dans une liaison covalente, les deux atomes ne « tirent » pas forcément aussi fort sur les électrons. L'électronégativité mesure cette force d'attraction. Plus la différence (ΔEN) est grande, plus le partage est inégal, jusqu'au transfert total (liaison ionique).
Classer une liaison par ΔEN
différence d'électronégativité—
Quand l'utiliser
Pour prédire si une liaison est apolaire, polaire ou ionique.
Quand l'éviter
Les seuils (0,4 et 1,7) sont indicatifs, pas des frontières absolues.
Interprétation
ΔEN < 0,4 : covalente apolaire ; 0,4–1,7 : covalente polaire ; > 1,7 : ionique.
Piège au concours
Oublier que c'est une VALEUR ABSOLUE : seul l'écart compte, pas qui est le plus grand.
Astuce mémo
« 0,4 et 1,7 » : en dessous on partage, au-dessus on transfère.
Type de liaison
covalente polaire
ΔEN = 0.9
Différence d'électronégativité ΔEN
Comprendre vraiment : liaison polaire
Quand ΔEN est modérée, l'atome le plus électronégatif attire davantage le nuage : il porte une charge partielle négative , l'autre une charge partielle positive . La liaison a un moment dipolaire (une flèche pointant vers le δ−).
EN(H) = 2,1 ; EN(O) = 3,5 ; EN(Cl) = 3,0. La liaison O–H est-elle polaire ? Et H–Cl ?Intermédiaire
Solution détaillée
O–H : ΔEN = ⇒ covalente polaire. H–Cl : ΔEN = ⇒ covalente polaire aussi. Les deux sont polaires, O–H un peu plus.Vérifie que tu as compris
Que mesure l'électronégativité ?Réfléchis puis ouvre ▾
La force avec laquelle un atome attire les électrons d'une liaison.
Comment classe-t-on une liaison selon ΔEN ?Réfléchis puis ouvre ▾
apolaire ; covalente polaire ; ionique.
Dans une liaison polaire, où va la charge partielle négative δ⁻ ?Réfléchis puis ouvre ▾
Sur l'atome le plus électronégatif (l'autre porte un δ⁺).
5La géométrie des molécules (VSEPR)
Les doublets se repoussent
Autour de l'atome central, les paires d'électrons (liantes ET libres) se repoussent et s'écartent le plus possible. Cette simple idée, le modèle VSEPR, prédit la forme 3D de presque toutes les petites molécules.
Notation AXₙEₘ
A = atome central, X = atomes liés (n), E = doublets libres (m). On compte n + m, puis on en déduit la géométrie. Astuce : les doublets librescomptent pour la forme mais ne sont pas « visibles » dans le nom.
Coudée
AX₂E₂
Angle : 104,5°
Exemple : H₂O
| Type | Géométrie | Angle | Exemple |
|---|---|---|---|
| AX₂ | linéaire | 180° | CO₂ |
| AX₃ | trigonale plane | 120° | BF₃ |
| AX₄ | tétraédrique | 109,5° | CH₄ |
| AX₃E | pyramidale | ≈ 107° | NH₃ |
| AX₂E₂ | coudée | ≈ 104,5° | H₂O |
CH₄ et H₂O ont tous deux 4 paires autour de l'atome central. Pourquoi leurs formes diffèrent-elles ?Réfléchis puis ouvre ▾
Dans CH₄, les 4 paires sont liantes ⇒ tétraèdre parfait (109,5°). Dans H₂O, 2 paires sont des doublets libres qui repoussent plus fort que les liaisons : ils « compriment » l'angle à 104,5° et donnent une forme coudée. Les doublets libres décident de la forme.
Quelle est la géométrie de NH₃ (azote central, 3 liaisons N–H, 1 doublet libre) ?Intermédiaire
Solution détaillée
Type AX₃E (3 X + 1 E). La présence d'un doublet libre rend la molécule pyramidale(angle ≈ 107°), et non trigonale plane.Vérifie que tu as compris
Sur quel principe repose le modèle VSEPR ?Réfléchis puis ouvre ▾
Les paires d'électrons (liantes et libres) autour de l'atome central se repoussent et s'écartent au maximum.
Que représentent A, X et E dans AXₙEₘ ?Réfléchis puis ouvre ▾
A l'atome central, X les atomes liés, E les doublets libres.
Quelle est la géométrie d'une molécule AX₄ (comme CH₄) ?Réfléchis puis ouvre ▾
Tétraédrique (angles de 109,5°).
6Molécule polaire ou apolaire ?
Le piège n°1 du chapitre
Une molécule peut avoir des liaisons polaires et être globalement apolaire ! Tout dépend de la géométrie : si les moments dipolaires des liaisons se compensent par symétrie, la molécule est apolaire.
| Molécule | Liaisons | Géométrie | Molécule globale |
|---|---|---|---|
| CO₂ | polaires (C=O) | linéaire symétrique | apolaire (les dipôles s'annulent) |
| H₂O | polaires (O–H) | coudée (asymétrique) | polaire (les dipôles s'ajoutent) |
| CH₄ | peu polaires | tétraédrique symétrique | apolaire |
Comprendre vraiment : la somme vectorielle
Le moment dipolaire global est la somme vectorielle des moments de chaque liaison. Dans CO₂ (O=C=O linéaire), les deux flèches sont opposées et de même longueur : elles s'annulent. Dans H₂O (coudée), elles pointent « vers le même côté » : elles s'additionnent ⇒ molécule polaire.
Pour le futur médecin
La polarité de l'eau explique pourquoi « les semblables dissolvent les semblables » : l'eau (polaire) dissout les sels et les sucres (polaires) mais pas les graisses (apolaires). C'est la base du transport sanguin, des membranes cellulaires (bicouche lipidique) et de l'action des médicaments.
Le CO₂ a deux liaisons C=O polaires. Pourquoi la molécule est-elle pourtant apolaire ?Réfléchis puis ouvre ▾
Parce qu'elle est linéaire et symétrique (O=C=O). Les deux moments dipolaires, égaux et opposés, s'annulent : la molécule n'a pas de pôle global. Si elle était coudée (comme H₂O), elle serait polaire. La géométrie l'emporte.
Vérifie que tu as compris
Une molécule à liaisons polaires est-elle toujours polaire ?Réfléchis puis ouvre ▾
Non : si la géométrie est symétrique, les dipôles se compensent (ex. CO₂ apolaire).
Comment obtient-on le moment dipolaire global d'une molécule ?Réfléchis puis ouvre ▾
Par la somme vectorielle des moments de chaque liaison.
Pourquoi H₂O est-elle polaire mais CO₂ apolaire ?Réfléchis puis ouvre ▾
H₂O est coudée (dipôles qui s'ajoutent), CO₂ linéaire symétrique(dipôles qui s'annulent).
7Liaison métallique et forces intermoléculaires
La liaison métallique
Dans un métal, les atomes mettent en commun leurs électrons de valence, qui forment une « mer » d'électrons libres autour des cations. Cela explique pourquoi les métaux conduisent le courant et la chaleur, sont malléables et brillants.
Les forces intermoléculaires (entre molécules)
Ce sont des attractions plus faibles que les liaisons, mais cruciales. De la plus faible à la plus forte : les forces de Van der Waals (entre toutes les molécules), puis la liaison hydrogène (quand H est lié à N, O ou F).
La liaison hydrogène
Attraction entre un atome d'hydrogène (porteur d'un δ+, lié à O/N/F) et un atome très électronégatif (O/N/F) d'une molécule voisine. C'est elle qui donne à l'eau son point d'ébullition anormalement élevé.
| Force intermoléculaire | Où ? | Intensité relative |
|---|---|---|
| Dispersion de London (Van der Waals) | toutes les molécules ; augmente avec la taille et la masse molaire | la plus faible |
| Dipôle-dipôle | entre molécules polaires (δ+ ··· δ−) | intermédiaire |
| Liaison hydrogène | H lié à N, O ou F ··· N, O ou F | la plus forte des trois |
Prévoir un point d'ébullition
À structure comparable, plus les forces intermoléculaires sont fortes, plus il faut d'énergie pour séparer les molécules, donc plus le point d'ébullition est élevé. Les forces de London augmentent avec la masse molaire : c'est pourquoi, dans la colonne des halogènes, F₂ et Cl₂ sont des gaz, Br₂ un liquide et I₂ un solide.
Entre le fluor F₂ et l'iode I₂ (tous deux apolaires), lequel a le point d'ébullition le plus élevé ?Réfléchis puis ouvre ▾
L'iode I₂. Les deux n'ont que des forces de London (molécules apolaires), mais I₂ est bien plus gros et lourd : son nuage électronique est plus « déformable », donc ses forces de dispersion sont plus fortes. Résultat : I₂ est solide à température ambiante, F₂ est un gaz.
Pour le futur médecin
Les liaisons hydrogène maintiennent la double hélice de l'ADN (entre les bases A–T et G–C) et la structure des protéines (hélices α, feuillets β). Assez fortes pour être stables, assez faibles pour se défaire lors de la réplication : un équilibre vital.
Pourquoi l'eau (H₂O, M = 18) bout-elle à 100 °C alors que le méthane (CH₄, M = 16, masse voisine) bout à −161 °C ?Niveau concours
Solution détaillée
L'eau forme de nombreuses liaisons hydrogène (O–H··· O) qu'il faut briser pour l'évaporer, ce qui demande beaucoup d'énergie. Le méthane, apolaire, n'a que de faibles forces de Van der Waals : il bout donc à très basse température. À masse comparable, c'est la liaison H qui fait toute la différence.Vérifie que tu as compris
Pourquoi les métaux conduisent-ils le courant ?Réfléchis puis ouvre ▾
Grâce à leur mer d'électrons libres délocalisés autour des cations.
Quelle est la force intermoléculaire la plus forte ?Réfléchis puis ouvre ▾
La liaison hydrogène (H lié à N, O ou F), plus forte que le dipôle-dipôle et que London.
Comment varient les forces de London avec la masse molaire ?Réfléchis puis ouvre ▾
Elles augmentent : d'où F₂ gaz, Br₂ liquide, I₂ solide.
8Les erreurs fréquentes
Les erreurs qui coûtent des points
- Confondre liaison polaire et molécule polairePourquoi : on regarde les liaisons sans la géométrieune molécule symétrique (CO₂) peut avoir des liaisons polaires et être globalement apolaire.
- Oublier les doublets libres dans la forme VSEPRils comptent dans AXₙEₘ et déforment l'angle (NH₃ pyramidale, pas plane).
- Mettre H comme atome centralH ne forme qu'une seule liaison (duet) : il est toujours périphérique.
- Croire qu'une grande EN = charge réelleΔEN donne des charges PARTIELLES (δ±) ; le transfert total (ions) n'arrive qu'au-delà de ~1,7.
- Compter tous les électrons partagés pour un atomedans la charge formelle, chaque atome ne reçoit que la MOITIÉ des électrons de liaison.
- Confondre liaison (forte) et force intermoléculaire (faible)la liaison H est une force ENTRE molécules, bien plus faible qu'une liaison covalente.
- Oublier que les forces de London augmentent avec la masse molaireà même type de molécule, un plus gros nuage électronique ⇒ dispersion plus forte ⇒ point d'ébullition plus élevé (F₂ gaz, I₂ solide).
Points clés à retenir
- Les atomes se lient pour atteindre l'octet (2 pour H). Ionique = transfert ; covalente = partage ; métallique = mer d'électrons.
- Ionique entre métal + non-métal (cation + anion) ; covalente entre non-métaux.
- ΔEN : < 0,4 apolaire ; 0,4–1,7 covalente polaire ; > 1,7 ionique.
- VSEPR : les paires (liantes + libres) s'écartent au maximum. AX₂ linéaire, AX₄ tétraédrique, AX₃E pyramidale, AX₂E₂ coudée.
- Molécule polaire ≠ liaisons polaires : la géométrie décide (CO₂ apolaire, H₂O polaire).
- Forces intermoléculaires (croissantes) : London (∝ masse molaire) < dipôle-dipôle < liaison hydrogène ; elles fixent les points d'ébullition.
- Liaison hydrogène (H lié à N/O/F) : faible mais clé pour l'eau, l'ADN et les protéines.
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