CE QUE TU DOIS SAVOIR FAIRE — établir le schéma de Lewis d'une molécule simple, interpréter sa géométrie par la répulsion des doublets, utiliser l'électronégativité pour repérer une liaison polarisée (δ+/δ−), et justifier qu'une molécule est polaire ou apolaire — l'eau et le CO₂ en tête.
≈ 60 min de travail · 15 exercices corrigés · mis à jour août 2026
SOMMAIRE ▾
1. Le filet d'eau qui se courbe
Souviens-toi du chapitre sur les interactions : une règle en plastique frottée sur un pull se charge, et attire les petits objets. Fais maintenant l'expérience au-dessus de l'évier. Ouvre le robinet en filet fin, bien régulier, et approche la règle électrisée sans toucher : le filet d'eau se courbe vers la règle. Nettement. Comme aimanté.
Voilà l'énigme : l'eau du robinet est électriquement neutre — autant de charges + que de charges −. Une règle chargée ne devrait rien lui faire. Et pourtant elle l'attire… parce que dans chaque molécule d'eau, les charges + et − ne sont pas au même endroit. La molécule a deux pôles, comme un minuscule aimant électrique : on dit qu'elle est polaire. Face à la règle, ces milliards de petites boussoles s'orientent — et le filet dévie.
Ce chapitre t'apprend à prédire quelles molécules ont des pôles. Le chemin se fait en trois marches, toujours les mêmes : dresser la carte électronique de la molécule (le schéma de Lewis, section 2), en déduire sa forme (section 3), puis regarder qui tire sur les électrons (l'électronégativité, section 4). À l'arrivée, le verdict — polaire ou pas (section 5) — et l'explication du filet.
L'expérience à faire ce soir : un filet d'eau fin, une règle frottée sur la laine — et une déviation bien visible. L'eau est neutre ; c'est sa polarité qui répond. Toute la fin du chapitre explique ce dessin.
2. Le schéma de Lewis : la carte électronique
Tout commence par un inventaire. Les électrons qui comptent en chimie sont les électrons de valence — ceux de la couche externe, que tu sais compter depuis la Seconde : H en a 1, C en a 4, N en a 5, O en a 6. Le jeu : les ranger tous par paires, en doublets, pour que chaque atome atteigne sa configuration stable. Construis les quatre molécules du chapitre — le graphique déroule la méthode, à toi de compter.
INTERACTIFLe bâtisseur de Lewis
MOLÉCULE 1/4
L'eau, H2OLe méthane, CH4L'ammoniac, NH3Le dioxyde de carbone, CO2
PAS ENCORE — recompte — électrons de valence de chaque atome, puis divise par deux.
EXACT —
4 doublets : 2 liaisons O–H, et 2 doublets non liants qui restent sur l'oxygène. L'octet de O est complet (8 électrons autour), le duet de chaque H aussi.
4 doublets, tous liants : le carbone partage tout, aucun doublet non liant. C'est le squelette de toute la chimie organique — tu le retrouveras deux chapitres plus loin.
4 doublets : 3 liaisons N–H et 1 doublet non liant, perché sur l'azote. Ce doublet solitaire va jouer un grand rôle à la section suivante.
8 doublets : deux liaisons doubles (4 doublets liants) et 4 doublets non liants, deux sur chaque oxygène. Chaque atome a son octet — et le carbone n'a rien gardé pour lui.
Électrons de valence à connaître : H : 1 · C : 4 · N : 5 · O : 6. Réponds aux trois questions et le schéma se construit.
Ce que tu viens de compter quatre fois, voilà comment on l'écrit.
DÉFINITION
Le schéma de Lewis d'une molécule représente tous les électrons de valence, rangés par paires : les doublets liants (un trait entre deux atomes — une liaison covalente, deux électrons partagés) et les doublets non liants (un trait posé sur un atome — deux électrons qu'il garde pour lui). Chaque atome cherche à s'entourer de 8 électrons (règle de l'octet — 2 pour l'hydrogène, règle du duet).
MÉTHODE — ÉTABLIR UN SCHÉMA DE LEWIS
1.Compte les électrons de valence de tous les atomes (H : 1, C : 4, N : 5, O : 6), puis divise par 2 : c'est le nombre total de doublets à placer.
2.Place d'abord les doublets liants (les liaisons) ; l'hydrogène ne fait toujours qu'une liaison, le carbone en fait quatre, l'azote trois, l'oxygène deux.
3.Distribue les doublets restants en non liants, pour compléter l'octet de chaque atome (duet pour H). Contrôle-réflexe : recompte — le total des doublets doit tomber juste, sinon cherche une liaison double.
EXEMPLE RÉSOLU — L'AMMONIAC, PAS À PAS
Établis le schéma de Lewis de l'ammoniac NH₃.
Étape 1 — électrons de valence : N apporte 5, chaque H apporte 1 : total \(5 + 3 \times 1 = 8\), soit \(8/2 = 4\) doublets.
Étape 2 — l'azote fait trois liaisons : 3 doublets liants N–H. Chaque H a son duet.
Étape 3 — il reste \(4 - 3 = 1\) doublet, posé sur N en doublet non liant. Autour de N : 3 liaisons + 1 doublet = 8 électrons ✓.
Conclusion : compter, lier, compléter — trois gestes, et la carte électronique est dressée. Toute la suite du chapitre se lit sur cette carte.
TESTE-TOITrois questions, trente secondes
Q1Un doublet non liant, c'est…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — deux électrons gardés pour soi, dessinés en petit trait sur l'atome. Ils ne lient rien — mais ils prennent de la place, et la section 3 montre à quel point.
Q2La molécule d'eau H₂O contient au total…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — \(6 + 1 + 1 = 8\) électrons de valence, soit 4 doublets : 2 liants (les liaisons O–H) et 2 non liants sur l'oxygène. Répondre 2, c'est oublier les non liants — le piège n°1.
Q3La règle de l'octet dit que chaque atome cherche à s'entourer de…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — huit électrons autour de chaque atome (liants et non liants confondus), deux seulement pour H : la configuration des gaz nobles, stable. C'est le critère de vérification de tout schéma de Lewis.
3. La géométrie : les doublets se repoussent
Le schéma de Lewis est une carte à plat. Mais les molécules vivent en trois dimensions — et leur forme n'est pas un caprice. La règle tient en une phrase : tous les doublets de l'atome central se repoussent (ce sont des paquets de charges négatives) et s'écartent donc le plus possible les uns des autres. Quatre doublets ? Ils pointent vers les sommets d'un tétraèdre. Compare les quatre molécules — et regarde ce que changent les doublets non liants.
INTERACTIFLa forme des molécules
Les dessins sont des projections à plat ; les angles chiffrés sont les valeurs réelles en 3D. Les lobes pointillés sont les doublets non liants — encombrants et invisibles à la fois.
Ce que la comparaison vient de montrer, voilà comment on l'écrit.
PROPRIÉTÉ — LA RÉPULSION DES DOUBLETS
Autour de l'atome central, tous les doublets — liants et non liants — se repoussent et adoptent la disposition qui les éloigne au maximum. Mais la géométrie de la molécule ne décrit que les atomes : les doublets non liants sculptent la forme sans y figurer. D'où le vocabulaire :
Entité
Doublets liants
Non liants
Géométrie
Angle
CH₄
4
0
tétraédrique
≈ 109°
NH₃
3
1
pyramidale
≈ 107°
H₂O
2
2
coudée
≈ 105°
CO₂
2 doubles
0 (sur C)
linéaire
180°
LES QUATRE GÉOMÉTRIES À CONNAÎTRE
MÉTHODE — PRÉDIRE UNE GÉOMÉTRIE
1.Établis le schéma de Lewis, et compte les directions autour de l'atome central : chaque liaison (simple ou double) compte pour une, chaque doublet non liant pour une.
2.Écarte ces directions au maximum : 2 directions → alignées (180°) ; 4 directions → tétraèdre (≈ 109°).
3.Efface mentalement les doublets non liants et nomme ce qui reste : 4 atomes → tétraédrique ; 3 → pyramidale ; 2 → coudée. Contrôle-réflexe : les doublets non liants pincent un peu les angles (109 → 107 → 105°).
EXEMPLE RÉSOLU — UNE MOLÉCULE JAMAIS VUE
Le sulfure d'hydrogène H₂S (l'odeur d'œuf pourri) — sachant que le soufre S est juste sous l'oxygène dans le tableau périodique, prédis la géométrie de la molécule.
Étape 1 — même colonne que O → 6 électrons de valence, même comptage que l'eau : 8 électrons, 4 doublets, 2 liants + 2 non liants sur S.
Étape 2 — 4 directions → disposition tétraédrique des doublets.
Étape 3 — on ne voit que S et les deux H : molécule coudée, comme l'eau.
Conclusion : le tableau périodique est une machine à prédire — même colonne, même schéma de Lewis, même géométrie. Tu viens de faire de la chimie sans tube à essai.
TESTE-TOIEncore trois sur les formes
Q1Les doublets d'un atome central s'écartent au maximum parce qu'ils…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — des paquets d'électrons = des paquets de charges négatives : répulsion électrique, celle du chapitre sur les interactions. La géométrie des molécules est de l'électrostatique appliquée.
Q2La molécule d'eau est coudée à cause…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — quatre directions en tétraèdre, dont deux occupées par les doublets non liants : les deux liaisons O–H forment un coude à ≈ 105°. Sans ces doublets, l'eau serait droite — et la fin du chapitre montrera tout ce que ça changerait.
Q3La molécule de CO₂ est…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — le carbone du CO₂ n'a que deux directions (deux liaisons doubles, aucun doublet non liant) : elles s'opposent à 180°. La différence avec l'eau n'est pas un détail — c'est elle qui décidera de la polarité.
4. L'électronégativité : qui tire le plus fort ?
Une liaison covalente est un partage — mais un partage n'est pas toujours équitable. Certains atomes tirent les électrons du doublet plus fort que d'autres : on mesure cette poigne par l'électronégativité, notée χ (« khi »). Choisis une liaison ci-dessous et regarde où le doublet passe son temps — puis compare H–H, C–H et O–H : trois partages, trois verdicts.
INTERACTIFLe bras de fer électronique
Électronégativités (échelle de Pauling, arrondies) : H : 2,2 · C : 2,6 · N : 3,0 · Cl : 3,2 · O : 3,4. Convention du cours : liaison considérée polarisée si Δχ dépasse 0,4.
Ce que le doublet vient de te montrer en glissant, voilà comment on l'écrit.
DÉFINITION
L'électronégativité χ d'un atome mesure son aptitude à attirer les électrons d'une liaison qu'il forme. Elle augmente vers la droite et vers le haut du tableau périodique : le fluor est le champion, suivi de l'oxygène — et l'hydrogène comme le carbone sont des poids moyens.
PROPRIÉTÉ — LA LIAISON POLARISÉE
Quand deux atomes d'électronégativités notablement différentes se lient, le doublet penche vers le plus électronégatif : il porte alors un excès de charge négative, noté δ− (« delta moins »), l'autre un défaut, noté δ+. La liaison est polarisée — elle a deux pôles :
1.Compare les électronégativités des deux atomes (elles sont toujours données au bac).
2.Si Δχ est notable (au-delà de ≈ 0,4) : liaison polarisée. Place δ− sur le plus électronégatif, δ+ sur l'autre.
3.Cas à connaître par cœur : O–H et N–H polarisées ; C–H et C–C considérées non polarisées. Contrôle-réflexe : δ− va presque toujours sur O, N ou un halogène.
EXEMPLE RÉSOLU — LES TROIS LIAISONS DE L'EAU OXYGÉNÉE… NON, DE L'EAU
Dans la molécule d'eau, les deux liaisons O–H sont-elles polarisées ? (χ(O) = 3,4 ; χ(H) = 2,2.) Où placer les charges partielles ?
Étape 1 — \(\Delta\chi = 3{,}4 - 2{,}2 = 1{,}2\) : bien au-delà de 0,4, les deux liaisons sont nettement polarisées.
Étape 2 — l'oxygène est le plus électronégatif : δ− sur O, δ+ sur chaque H. L'oxygène concentre le négatif, les deux hydrogènes portent le positif.
Conclusion : l'eau a désormais des pôles sur le papier. Reste une question — ces pôles se voient-ils à l'échelle de la molécule entière ? Réponse à la section 5, et elle dépend de la géométrie.
TESTE-TOITrois sur le bras de fer
Q1L'électronégativité d'un atome, c'est…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — une force de traction sur les doublets partagés, pas une charge : un atome isolé et neutre a quand même une électronégativité. Elle grandit vers la droite et le haut du tableau — F, puis O, en tête.
Q2Dans une liaison polarisée, δ− se place sur…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — le plus électronégatif tire le doublet à lui : excès d'électrons de son côté, donc δ−. L'autre bout, appauvri, porte δ+. Le graphique le montre : le doublet campe du côté du plus fort.
Q3La liaison H–H de la molécule de dihydrogène est…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — Δχ = 0 : match nul parfait, le doublet reste au centre. « Vers la droite » n'a aucun sens ici — les deux atomes sont interchangeables.
5. Polaire ou apolaire ? Le verdict
Te voilà armé : tu sais dessiner une molécule, connaître sa forme, et repérer ses liaisons polarisées. Dernière marche : passer de la liaison à la molécule entière. Chaque liaison polarisée tire comme une petite flèche, du δ+ vers le δ− ; la question est de savoir si ces flèches s'additionnent… ou s'annulent. Et ça, c'est la géométrie qui en décide. Quatre molécules, quatre verdicts — à toi.
PAS ENCORE — regarde les flèches : tirent-elles ensemble, ou face à face ?
EXACT — les deux flèches convergent vers l'oxygène : elles s'additionnent au lieu de s'annuler, grâce au coude. Le côté O est globalement δ−, le côté des H globalement δ+ : l'eau est polaire — c'est elle, le filet dévié.
EXACT — deux liaisons bien polarisées… mais à 180° l'une de l'autre : les flèches se compensent exactement. Le CO₂ est apolaire — le piège classique n°3, et la preuve que la géométrie a le dernier mot.
EXACT — Δχ(C–H) ≈ 0,4 : les liaisons sont considérées non polarisées — pas de flèches à additionner, molécule apolaire. Et même si elles l'étaient, le tétraèdre parfaitement symétrique les annulerait.
EXACT — trois liaisons polarisées qui pointent toutes vers le haut de la pyramide, un doublet non liant au sommet : rien ne se compense. NH₃ est polaire — la pyramide, contrairement au tétraèdre, a un haut et un bas.
Le réflexe en deux temps : des liaisons polarisées ? Puis : la géométrie les compense-t-elle ? Il faut un « oui » et un « non » pour une molécule polaire.
Ce que le jeu t'a fait décider quatre fois, voilà comment on l'écrit.
DÉFINITION
Une molécule est polaire si elle porte deux pôles électriques : cela exige des liaisons polarisées, et une géométrie qui ne les compense pas — autrement dit, les barycentres des charges δ+ et δ− ne coïncident pas. Si l'une des deux conditions manque, la molécule est apolaire : H₂O est polaire, CO₂ et CH₄ sont apolaires.
MÉTHODE — DÉCIDER LA POLARITÉ D'UNE MOLÉCULE
1.Lewis, puis géométrie : la routine des sections 2 et 3.
2.Repère les liaisons polarisées et dessine leur flèche (du δ+ vers le δ−).
3.Additionne les flèches en tenant compte de la géométrie : somme nulle (symétrie) → apolaire ; somme non nulle → polaire. Contrôle-réflexe : coudée ou pyramidale avec O ou N → presque toujours polaire.
EXEMPLE RÉSOLU — L'ÉNIGME DU FILET, RÉSOLUE
Explique enfin pourquoi le filet d'eau dévie vers la règle électrisée — et pourquoi un filet de cyclohexane (molécules apolaires) ne dévierait pas.
Étape 1 — chaque molécule d'eau est polaire : un côté δ− (l'oxygène), un côté δ+ (les hydrogènes).
Étape 2 — face à la règle chargée −, les molécules pivotent : leur côté δ+ se tourne vers la règle. Le pôle attiré se retrouve plus près que le pôle repoussé — et la loi de Coulomb en 1/d² fait le reste : l'attraction gagne.
Étape 3 — le cyclohexane, sans pôles, n'a rien à orienter : aucune force nette, le filet reste droit. C'est un vrai test de polarité, réalisable au-dessus d'un évier.
Conclusion : Lewis → géométrie → électronégativité → polarité — et une expérience de cuisine expliquée de bout en bout. Cette chaîne est LA question type du bac sur ce chapitre.
À RETENIR
Molécule polaire = liaisons polarisées et géométrie qui ne les compense pas. L'eau coche les deux cases ; le CO₂, malgré ses liaisons polarisées, échoue à la seconde.
TESTE-TOIQuatre questions pour finir
Q1Des liaisons polarisées suffisent-elles à rendre une molécule polaire ?
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — le CO₂ en est la preuve vivante : liaisons bien polarisées, molécule apolaire. Les flèches face à face s'annulent — il faut TOUJOURS vérifier la géométrie.
Q2Le CO₂ est apolaire parce que…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — les liaisons C=O sont polarisées (Δχ = 0,8) — c'est la symétrie linéaire qui annule tout. Et l'état gazeux n'a rien à voir : la vapeur d'eau est un gaz… polaire.
Q3Le méthane CH₄ est…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — doublement apolaire : liaisons C–H considérées non polarisées, ET symétrie tétraédrique qui annulerait de toute façon. Le nombre de liaisons ne fait pas la polarité.
Q4Le filet d'eau dévie vers la règle électrisée parce que…
PAS ENCORE — élimine cette réponse et réessaie.
EXACT — l'eau est neutre : c'est l'orientation de ses dipôles qui crée l'attraction (le pôle attiré finit plus près que le pôle repoussé). Les ions dissous existent, mais un liquide apolaire même ionisé ne donnerait pas cette belle déviation régulière.
LES PIÈGES CLASSIQUES
Oublier les doublets non liants. Un schéma de Lewis représente tous les électrons de valence — pas seulement les liaisons. H₂O sans ses deux doublets non liants est un schéma faux… et une géométrie fausse en cascade, puisque ce sont eux qui plient la molécule.
Lire la forme sur le dessin à plat. Le schéma de Lewis est une carte, pas une photographie : H₂O s'y dessine souvent alignée, elle n'en est pas moins coudée. La géométrie se déduit de la répulsion des doublets, jamais de la mise en page.
Liaison polarisée = molécule polaire. Non : le CO₂ a deux liaisons bien polarisées et il est apolaire, parce que ses deux flèches se compensent à 180°. Il faut les liaisons et une géométrie qui ne les annule pas — toujours vérifier les deux.
Confondre δ+/δ− avec de vraies charges. Les deltas sont des charges partielles — des fractions de charge élémentaire dues à un partage inéquitable. Dans H–Cl, le chlore n'est pas Cl⁻ : la molécule reste covalente et globalement neutre. Les ions, c'est une autre histoire.
Croire qu'une molécule neutre ne peut pas être attirée. Le filet d'eau est neutre et dévie quand même : un dipôle qui s'oriente dans un champ subit une force nette, parce que son pôle attiré est plus près que son pôle repoussé. Neutre ne veut pas dire indifférent.
L'ESSENTIEL EN 5 LIGNES
LEWIS
Compter les électrons de valence (H : 1, C : 4, N : 5, O : 6), diviser par 2, placer doublets liants puis non liants — octet partout, duet pour H.
GÉOMÉTRIE
Les doublets se repoussent et s'écartent au maximum : CH₄ tétraédrique (109°), NH₃ pyramidale (107°), H₂O coudée (105°), CO₂ linéaire (180°).
ÉLECTRONÉG.
χ mesure la traction sur les électrons d'une liaison ; elle monte vers F et O dans le tableau périodique.
LIAISON
Δχ notable (> 0,4) → liaison polarisée : δ− sur le plus électronégatif, δ+ sur l'autre. O–H et N–H : oui ; C–H et C–C : non.
MOLÉCULE
Polaire = liaisons polarisées ET géométrie qui ne compense pas. H₂O polaire ; CO₂ et CH₄ apolaires.
Exercices
15 corrigés
Commence par le niveau 1. Cherche vraiment avant d'ouvrir le corrigé — c'est là que ça rentre. Les exercices suivent l'ordre du cours : le schéma de Lewis, la géométrie, l'électronégativité et les liaisons, la polarité des molécules — et un problème pour finir.
EXERCICE 01 · compter les électronsniveau 1
Le chlorure d'hydrogène HCl. Données : H possède 1 électron de valence, Cl en possède 7. a. Combien d'électrons de valence la molécule contient-elle ? b. Combien de doublets ? c. Répartis-les en doublets liants et non liants.
CORRIGÉ
a. — \(1 + 7 = 8\) électrons de valence.
b. — \(8/2 = 4\) doublets.
c. — 1 doublet liant (la liaison H–Cl) et 3 doublets non liants, tous sur le chlore. Autour de Cl : \(2 + 6 = 8\) électrons ✓, duet de H ✓.
Conclusion : compter, diviser, répartir, vérifier l'octet — la routine complète en quatre gestes.
EXERCICE 02 · le schéma de l'eauniveau 1
Sans regarder la section 2 : établis le schéma de Lewis de l'eau H₂O (O : 6 électrons de valence, H : 1), puis vérifie l'octet de l'oxygène et le duet de chaque hydrogène.
Étape 2 — 2 liaisons O–H (l'oxygène fait deux liaisons), il reste \(4 - 2 = 2\) doublets non liants sur O.
Étape 3 — autour de O : 2 liaisons + 2 doublets = 8 électrons ✓ ; chaque H : 2 électrons ✓.
Conclusion : H–O–H avec deux petits traits sur l'oxygène — le schéma le plus important du lycée, à savoir refaire les yeux fermés.
EXERCICE 03 · CH₄ et NH₃niveau 2
a. Établis les schémas de Lewis du méthane CH₄ et de l'ammoniac NH₃ (C : 4, N : 5, H : 1). b. Quel est leur point commun ? c. Quelle est la différence décisive entre les deux ?
CORRIGÉ
a. — CH₄ : \(4 + 4 = 8\) électrons, 4 doublets, tous liants. NH₃ : \(5 + 3 = 8\) électrons, 4 doublets : 3 liants + 1 non liant sur N.
b. — même nombre total de doublets (4), donc même squelette de directions : un tétraèdre dans les deux cas.
c. — le doublet non liant de l'azote : invisible dans la formule, il remplace un atome au sommet du tétraèdre — et c'est lui qui fera de NH₃ une pyramide (et une molécule polaire).
Conclusion : deux molécules « en 8 électrons », deux destins — tout se joue sur un doublet que la formule brute ne montre pas.
EXERCICE 04 · une liaison doubleniveau 2
Le méthanal CH₂O (C : 4, H : 1, O : 6) : le carbone y est central, lié aux deux H et à l'oxygène. a. Compte les électrons de valence et les doublets. b. Montre qu'une liaison simple C–O ne suffit pas à l'octet, et qu'il faut une liaison double C=O. c. Termine le schéma.
CORRIGÉ
a. — \(4 + 2 \times 1 + 6 = 12\) électrons, soit 6 doublets.
b. — avec trois liaisons simples (2 C–H + 1 C–O), le carbone n'a que 6 électrons autour de lui : octet incomplet. Il faut partager un doublet de plus avec O : la liaison double C=O.
c. — bilan : 2 C–H + C=O (2 doublets) = 4 doublets liants, et \(6 - 4 = 2\) doublets non liants sur l'oxygène. Octet de C : 8 ✓, de O : 8 ✓.
Conclusion : quand le compte des doublets ne boucle pas avec des liaisons simples, cherche la double — c'est le contrôle-réflexe de la méthode.
EXERCICE 05 · la phosphineniveau 2
La phosphine PH₃ est une molécule à l'odeur d'ail, détectée dans l'atmosphère de Vénus en 2020. Le phosphore P est situé juste sous l'azote dans le tableau périodique. a. Combien d'électrons de valence possède-t-il ? b. Établis le schéma de Lewis de PH₃. c. Prédis la géométrie de la molécule.
CORRIGÉ
a. — même colonne que l'azote → 5 électrons de valence.
b. — \(5 + 3 = 8\) électrons, 4 doublets : 3 liaisons P–H + 1 doublet non liant sur P — la copie conforme de NH₃.
c. — 4 directions en tétraèdre, dont une occupée par le doublet : molécule pyramidale, comme l'ammoniac.
Conclusion : une colonne du tableau périodique = une famille de schémas de Lewis. Ce raisonnement par analogie est exactement ce que le bac attend.
EXERCICE 06 · l'œuf pourriniveau 2
Le sulfure d'hydrogène H₂S (S est sous O dans le tableau périodique). a. Établis son schéma de Lewis. b. Donne sa géométrie. c. Sachant que χ(S) = 2,6 et χ(H) = 2,2, ses liaisons sont-elles polarisées ? d. Conclure : H₂S est-elle nettement polaire, comme l'eau ?
CORRIGÉ
a. — comme l'eau : 8 électrons, 4 doublets, 2 liaisons S–H + 2 doublets non liants sur S.
b. — coudée, pour la même raison que H₂O.
c. — \(\Delta\chi = 2{,}6 - 2{,}2 = 0{,}4\) : à peine au seuil — liaisons très peu polarisées.
d. — géométrie favorable (coudée), mais liaisons presque neutres : H₂S n'est que faiblement polaire — bien moins que l'eau. Les deux conditions comptent, et ici la première est à moitié remplie.
Conclusion : même forme que l'eau, mais pas la même poigne électronique — la polarité est une affaire de degré, pas juste de oui/non.
EXERCICE 07 · pourquoi pas un carré ?niveau 2
Un camarade dessine CH₄ « en carré plat », les quatre H aux coins d'un carré autour du carbone, et affirme que c'est sa vraie forme. a. Quel serait l'angle entre liaisons dans cette version ? b. Quel est l'angle réel du tétraèdre ? c. Explique pourquoi la nature choisit le tétraèdre.
CORRIGÉ
a. — en carré plat, les liaisons voisines seraient à 90°.
b. — dans le tétraèdre, ≈ 109,5°.
c. — les quatre doublets se repoussent : en sortant du plan, ils gagnent presque 20° d'écart chacun — moins de répulsion, plus de stabilité. Le carré plat n'utilise que deux dimensions ; le tétraèdre exploite la troisième.
Conclusion : les molécules maximisent leurs distances en 3D. Le dessin à plat est une commodité de papier — jamais un témoignage.
EXERCICE 08 · le classement des tireursniveau 1
Données : χ(F) = 4,0 ; χ(O) = 3,4 ; χ(Cl) = 3,2 ; χ(N) = 3,0 ; χ(C) = 2,6 ; χ(H) = 2,2. a. Quel est l'atome le plus électronégatif de la liste ? b. Place les charges partielles dans O–H puis dans N–H. c. De C–H et O–H, laquelle est la plus polarisée ?
CORRIGÉ
a. — le fluor (χ = 4,0), champion toutes catégories du tableau périodique.
b. — O–H : δ− sur O, δ+ sur H (Δχ = 1,2). N–H : δ− sur N, δ+ sur H (Δχ = 0,8).
c. — C–H : Δχ = 0,4 ; O–H : Δχ = 1,2 — trois fois plus. O–H est nettement plus polarisée ; C–H est considérée non polarisée.
Conclusion : δ− va au plus électronégatif, et l'écart Δχ mesure l'intensité du déséquilibre — deux réflexes pour tout le chapitre.
EXERCICE 09 · les liaisons de l'éthanolniveau 2
L'éthanol CH₃–CH₂–OH contient quatre types de liaisons : C–H, C–C, C–O et O–H. (χ : H 2,2 ; C 2,6 ; O 3,4.) a. Calcule Δχ pour chacune. b. Lesquelles sont polarisées ? Place les δ. c. Où se concentre le pôle négatif de la molécule ?
CORRIGÉ
a. — C–H : 0,4 ; C–C : 0 ; C–O : 0,8 ; O–H : 1,2.
b. — C–O et O–H sont polarisées : δ− sur O dans les deux cas, δ+ sur le C et le H liés à lui. C–H et C–C : considérées non polarisées.
c. — sur l'oxygène, qui reçoit le δ− de ses deux liaisons : tout le pôle négatif de l'éthanol se concentre sur le groupe –OH.
Conclusion : dans une molécule organique, la polarité vit presque toujours autour de l'oxygène (ou de l'azote) — le squelette carboné, lui, est électriquement terne. Retiens-le pour le chapitre suivant.
EXERCICE 10 · la famille des H–Xniveau 2
Les halogénures d'hydrogène : H–F, H–Cl et H–Br. Données : χ(H) = 2,2 ; χ(F) = 4,0 ; χ(Cl) = 3,2 ; χ(Br) = 3,0. a. Calcule Δχ pour chaque liaison. b. Classe-les de la plus polarisée à la moins polarisée. c. Que remarques-tu en descendant la colonne des halogènes ?
b. — H–F > H–Cl > H–Br — toutes polarisées (δ− sur l'halogène), mais de moins en moins.
c. — l'électronégativité diminue en descendant une colonne : plus l'atome est gros, moins il tient fermement les électrons de la liaison.
Conclusion : le tableau périodique se lit aussi en colonnes — χ décroît vers le bas, et la polarisation suit docilement.
EXERCICE 11 · l'énigme du CO₂niveau 2
χ(C) = 2,6 ; χ(O) = 3,4. a. Les liaisons C=O du dioxyde de carbone sont-elles polarisées ? Place les δ. b. Rappelle la géométrie de CO₂. c. Explique, avec un schéma fléché, pourquoi la molécule est malgré tout apolaire.
CORRIGÉ
a. — \(\Delta\chi = 0{,}8\) : oui, nettement polarisées — δ− sur chaque O, δ+ sur le C.
b. — linéaire : O=C=O à 180°.
c. — les deux flèches partent du carbone vers chaque oxygène, exactement opposées : leur somme est nulle. Les barycentres des δ+ et des δ− coïncident (sur le carbone) : molécule apolaire.
Conclusion : c'est LE contre-exemple à connaître par cœur — des liaisons polarisées, une molécule qui ne l'est pas. La géométrie a le dernier mot.
EXERCICE 12 · l'ammoniacniveau 2
χ(N) = 3,0 ; χ(H) = 2,2. Justifie en trois étapes que la molécule d'ammoniac NH₃ est polaire : liaisons, géométrie, conclusion.
CORRIGÉ
Étape 1 — \(\Delta\chi = 0{,}8\) : les trois liaisons N–H sont polarisées, δ− sur N, δ+ sur chaque H.
Étape 2 — géométrie pyramidale : les trois H forment la base, l'azote (et son doublet non liant) le sommet.
Étape 3 — les trois flèches pointent toutes vers le haut de la pyramide : elles s'additionnent au lieu de s'annuler. Barycentre des δ− (sur N) ≠ barycentre des δ+ (au centre des H) : NH₃ est polaire.
Conclusion : liaisons ✓, géométrie qui ne compense pas ✓ — les deux cases cochées, c'est la rédaction type attendue au bac.
EXERCICE 13 · CCl₄ contre CHCl₃niveau 3
Le tétrachlorométhane CCl₄ et le chloroforme CHCl₃ sont tous deux tétraédriques, avec des liaisons C–Cl polarisées (χ(Cl) = 3,2 ; χ(C) = 2,6 ; χ(H) = 2,2). a. Place les δ dans chaque molécule. b. Montre que CCl₄ est apolaire. c. Montre que CHCl₃, lui, est polaire. d. Quelle leçon générale en tires-tu ?
CORRIGÉ
a. — δ− sur chaque Cl (Δχ = 0,6), δ+ sur le carbone ; la liaison C–H est considérée non polarisée.
b. — CCl₄ : quatre flèches identiques vers les quatre sommets d'un tétraèdre régulier — par symétrie, leur somme est nulle. Apolaire.
c. — CHCl₃ : un des quatre Cl est remplacé par un H « neutre » : la flèche manquante casse la symétrie, la somme des trois autres ne s'annule plus. Polaire.
d. — à liaisons égales, c'est la symétrie qui décide : une substitution suffit à faire basculer le verdict.
Conclusion : la polarité se joue parfois à un seul atome près — raison de plus pour toujours dessiner les flèches au lieu de deviner.
EXERCICE 14 · problème : le four à micro-ondesniveau 3
Un four à micro-ondes crée un champ électrique qui s'inverse 4,9 milliards de fois par seconde. a. Explique pourquoi ce champ fait « danser » les molécules d'eau, et comment cette danse devient de la chaleur. b. L'huile, faite de molécules quasi apolaires, chauffe nettement moins vite au micro-ondes que l'eau : pourquoi ? c. Une assiette en verre bien sèche ressort à peine tiède alors que la soupe bout : explique.
CORRIGÉ
a. — la molécule d'eau est polaire : dans un champ électrique, elle s'oriente (δ+ d'un côté, δ− de l'autre). Si le champ s'inverse des milliards de fois par seconde, chaque molécule pivote frénétiquement, bouscule ses voisines — et cette agitation moléculaire, c'est précisément la chaleur.
b. — des molécules quasi apolaires n'ont presque pas de pôles à orienter : le champ n'a pas de prise, la danse est molle, l'échauffement lent.
c. — le verre sec ne contient pas de molécules polaires libres de pivoter : il n'est presque pas chauffé par les micro-ondes. Sa tiédeur vient surtout du contact avec la soupe brûlante.
Conclusion : le micro-ondes est un détecteur de polarité qui trône dans ta cuisine — il ne chauffe bien que ce qui a des pôles à faire danser.
VERS LE BAC — EXERCICE 15≈ 45 MIN · SANS CALCULATRICE
De l'atome au filet d'eau. Données : électrons de valence — H : 1, C : 4, O : 6 ; électronégativités — χ(H) = 2,2, χ(C) = 2,6, χ(O) = 3,4.
PARTIE A — LA MOLÉCULE D'EAU, DE BOUT EN BOUT
Établis le schéma de Lewis de H₂O en détaillant le comptage des doublets.
Prédis et justifie la géométrie de la molécule.
Les liaisons O–H sont-elles polarisées ? Place les charges partielles.
Conclus : la molécule d'eau est-elle polaire ? Justifie avec un schéma fléché.
PARTIE B — LE CONTRE-EXEMPLE ET L'EXPÉRIENCE
Établis le schéma de Lewis de CO₂ et donne sa géométrie.
Montre que CO₂ est apolaire malgré ses liaisons polarisées.
On approche une règle électrisée d'un filet d'eau, puis d'un filet de cyclohexane (molécules apolaires) : décris et explique les deux observations.
CORRIGÉ — LES GRANDES ÉTAPES
A.1 — \(6 + 2 = 8\) électrons, 4 doublets : 2 liaisons O–H + 2 doublets non liants sur O. Octet de O ✓, duets ✓.
A.2 — 4 directions (2 liaisons + 2 doublets) en tétraèdre ; on ne voit que H–O–H : molécule coudée (≈ 105°).
A.3 — \(\Delta\chi = 1{,}2\) : polarisées, δ− sur O, δ+ sur chaque H.
A.4 — les deux flèches convergent vers O grâce au coude : somme non nulle, barycentres distincts — l'eau est polaire.
B.1 — \(4 + 12 = 16\) électrons, 8 doublets : O=C=O avec 2 doublets non liants par O ; géométrie linéaire (2 directions sur C).
B.2 — liaisons C=O polarisées (Δχ = 0,8) mais opposées à 180° : somme nulle, molécule apolaire.
B.3 — le filet d'eau dévie : les dipôles s'orientent, le pôle attiré est plus proche, l'attraction l'emporte. Le cyclohexane, apolaire, n'a rien à orienter : son filet reste droit. L'expérience départage les deux molécules — exactement ce que la théorie prédit.
Conclusion : la chaîne complète Lewis → géométrie → liaisons → polarité, déroulée deux fois, et refermée par une expérience. C'est le plan de réponse à recaser tel quel le jour J.