Comment la structure d’une entité détermine‑t‑elle sa polarité ?

1. Combien d’électrons faut-il placer dans le schéma de Lewis ?

Additionne les électrons de valence apportés par chaque atome. Pour H₂O : $\text{2×1+6=8}$ électrons, soit quatre doublets. Pour CO₂ : $\text{4+2×6=16}$ électrons, soit huit doublets. Ce total doit être retrouvé dans le schéma final.

Corrige ensuite avec la charge globale : retire un électron pour une charge $\text{+1}$ et ajoute-en un pour une charge $\text{−1}$. Ainsi NH₄⁺ possède $\text{5+4×1−1=8}$ électrons ; OH⁻ en possède $\text{6+1+1=8}$. La charge modifie le bilan avant tout dessin.

2. Comment construire et contrôler un schéma de Lewis ?

Choisis un squelette, place des liaisons simples puis distribue les électrons restants en doublets non liants. Si un atome central n’atteint pas l’octet, transforme au besoin un doublet voisin en liaison multiple. Dans CO₂, le schéma O=C=O donne un octet au carbone et à chaque oxygène.

Contrôle quatre éléments : nombre total d’électrons dessinés, duet des hydrogènes, octet des atomes usuels et charge globale. Une double liaison contient deux doublets liants mais constitue une seule direction géométrique autour de l’atome central.

3. Comment représenter la charge d’un ion sans la confondre avec δ ?

Pour un ion polyatomique, place le schéma entre crochets et écris la charge globale. Les charges formelles attribuent les électrons du schéma à chaque atome ; leur somme doit retrouver la charge de l’ion. Dans NH₄⁺, l’azote porte quatre liaisons, aucun doublet libre et une charge formelle $\text{+1}$.

Dans H₃O⁺, l’oxygène possède trois liaisons, un doublet non liant et une charge formelle $\text{+1}$. Dans OH⁻, il possède une liaison, trois doublets libres et une charge formelle $\text{−1}$. Ces entiers ne sont pas les charges partielles ${\delta }^{\mathrm{+}}$ et ${\delta }^{\mathrm{-}}$ d’une liaison polarisée.

4. Qu’est-ce qu’une lacune électronique ?

Un doublet non liant est occupé par deux électrons ; une lacune électronique représente au contraire un emplacement vacant dans l’environnement de valence. Le bilan d’électrons permet de décider si cet emplacement est rempli ou vide : il ne faut pas ajouter un doublet pour compléter automatiquement le dessin.

H⁺ ne possède aucun électron et peut accepter un doublet. Le doublet libre de NH₃ peut être mis en commun avec cette lacune pour former NH₄⁺, sans création d’électrons. Ce modèle distingue clairement donneur de doublet, accepteur et liaison obtenue.

5. Comment passer du dessin de Lewis à la géométrie tridimensionnelle ?

Compte les directions électroniques autour de l’atome central : une liaison simple, double ou triple compte pour une direction ; chaque doublet non liant en occupe aussi une. Ces domaines se disposent en limitant leurs répulsions, puis la forme moléculaire est nommée d’après la position des atomes.

CO₂ possède deux directions autour de C et est linéaire. CH₄ en possède quatre liantes et est tétraédrique. NH₃ a trois directions liantes et un doublet libre : la forme est pyramidale. H₂O a deux liaisons et deux doublets libres : la forme est coudée. Un modèle moléculaire rend visibles ces différences que Lewis aplatit.

6. Comment l’électronégativité polarise-t-elle une liaison ?

L’électronégativité exprime la capacité relative d’un atome engagé dans une liaison à attirer les électrons. Elle augmente globalement vers la droite d’une période et vers le haut d’une colonne, mais utilise les valeurs données pour une comparaison précise : il existe plusieurs échelles relatives.

Si ${\chi }_{\text{O}}\text{>}{\chi }_{\text{H}}$, le doublet de O–H est davantage attiré vers O : l’oxygène porte ${\delta }^{\mathrm{-}}$ et l’hydrogène ${\delta }^{\mathrm{+}}$. Pour H–H, $\text{Δχ=0}$ et la liaison est apolaire. Les symboles δ indiquent des charges partielles, non des ions entiers.

7. Pourquoi des liaisons polaires peuvent-elles former une molécule apolaire ?

Chaque liaison polaire constitue un dipôle orienté. La polarité de la molécule dépend de leur somme dans la géométrie réelle. Dans CO₂, les deux dipôles C=O ont même intensité et des directions opposées sur une ligne : ils se compensent, donc CO₂ est apolaire malgré ses liaisons polaires.

Dans H₂O, les deux dipôles O–H suivent une géométrie coudée et ne sont pas opposés : leur résultante est non nulle, donc H₂O est polaire. Dans CH₄, la symétrie tétraédrique compense les contributions identiques. Un dessin plan non orienté ne suffit pas à conclure.

8. Quel raisonnement complet justifie polaire ou apolaire ?

Applique toujours quatre étapes : établir Lewis ; déduire la géométrie 3D ; orienter chaque liaison polaire avec les électronégativités ; tester la compensation. HCl est polaire avec une liaison unique ; CO₂ est apolaire par compensation ; NH₃ est polaire car sa forme pyramidale ne compense pas les trois dipôles N–H.

Sépare le verdict de ses conséquences. Ce chapitre établit la polarité de l’entité ; le suivant utilisera polarité, interactions et ponts hydrogène pour expliquer cohésion, solubilité, miscibilité et extraction. Ne conclus pas directement à une propriété macroscopique sans construire ces interactions.

Erreurs fréquentes

L'essentiel à mémoriser

• La charge corrige le budget d’électrons de valence.
• Lewis se contrôle globalement et localement.
• Charges formelles et partielles sont distinctes.
• Une lacune est un emplacement vide.
• Les doublets déterminent la géométrie 3D.
• L’électronégativité oriente chaque liaison polaire.
• La symétrie peut compenser des dipôles.
• Le verdict moléculaire exige quatre étapes.

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Sources et traçabilité

Dernière vérification : 2026-08-12

1. Programme de spécialité de physique-chimie de Première générale, Bulletin officiel de l’Éducation nationale, consulté le 2026-08-12.
2. Annexe — Programme de physique-chimie de Première générale, Ministère de l’Éducation nationale, consulté le 2026-08-12.
3. Programmes et ressources en physique-chimie — voie générale et technologique, Éduscol, consulté le 2026-08-12.
4. Modéliser le cortège électronique, Éduscol, consulté le 2026-08-12.
5. Electronegativity, IUPAC Gold Book, consulté le 2026-08-12.
6. Electric dipole moment, IUPAC Gold Book, consulté le 2026-08-12.