Structure et Géométrie

Le schéma de Lewis

Il représente les électrons de valence (couche externe) sous forme de doublets.

• Doublet liant : représenté par un trait entre deux atomes (liaison covalente).
• Doublet non liant : paire d'électrons qui ne participe pas aux liaisons.
• Lacune électronique : rectangle vide représentant un déficit de deux électrons.

Géométrie des molécules

La forme dépend de la répulsion des doublets d'électrons autour de l'atome central.

• Tétraédrique : 4 liaisons simples (ex: $CH_4$).
• Pyramidale : 3 liaisons et 1 doublet non liant (ex: $NH_3$).
• Coudée : 2 liaisons et 2 doublets non liants (ex: $H_2O$).

💡 Astuce : Pour trouver la géométrie, compte autant les liaisons que les doublets non liants autour de l'atome central.

Électronégativité et Polarité

Liaison polarisée

Les atomes n'attirent pas tous les électrons avec la même force.

• Électronégativité ($\chi$) : capacité d'un atome à attirer le doublet d'une liaison.
• Liaison polarisée : si la différence d'électronégativité $\Delta\chi > 0,4$.
• Charges partielles : l'atome plus électronégatif porte une charge $\delta^-$, l'autre $\delta^+$.

Polarité d'une molécule

La géométrie détermine si la molécule entière est polaire.

• Molécule polaire : les centres de gravité des charges $\delta^+$ et $\delta^-$ ne sont pas confondus.
• Molécule apolaire : les centres de charges coïncident, annulant la polarité (ex: $CO_2$ linéaire).

Exemple : Pour $H_2O$, $\Delta\chi = 3,44 (O) - 2,2 (H) = 1,24 > 0,4$. Comme la molécule est coudée, les charges ne se compensent pas : elle est polaire.

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