Un croquis qui tient sur un coin de feuille suffit à prédire la forme d'une molécule dans l'espace, qu'il s'agisse d'une molécule d'eau ou d'un composé oxygéné plus complexe. C'est tout le pouvoir de la représentation de Lewis : ce modèle graphique affiche les paires d'électrons qui relient les atomes ou restent en réserve autour d'eux, construit à partir de l'octet ou de sa variante à deux électrons, le duet.
À partir de cette figure en deux dimensions, la théorie VSEPR prédit la géométrie réelle de la molécule, et la représentation de CRAM permet de la dessiner en volume.
La méthode se déroule en
étapes liées :
Compter
les électrons
Tracer
les paires
Prédire
la géométrie
Représenter
la molécule en trois dimensions
Une fois ces étapes maîtrisées, des notions comme l'isomérie, la polarisation d'une liaison ou les forces de Van der Waals prennent tout leur sens !
Comment construire une molécule à partir des atomes ? 🔬
Une molécule se forme quand des atomes mettent en commun des électrons de leur couche externe, celle qui présente encore une lacune à combler pour ressembler à la configuration électronique stable d'un gaz noble.
C'est ce que les manuels appellent la mise en commun covalente.
Cette mise en commun crée une paire d'électrons partagée, condition de stabilité, dans la limite de huit électrons pour la couche (à deux électrons seulement pour l'hydrogène).
Le programme officiel de physique-chimie de la voie générale et technologique inscrit cette notion au cœur du thème « structure et transformation de la matière », dès la classe de première et jusqu'en terminale spécialité.
⚛️ La liaison covalente, mise en commun d'électrons
Une connexion de ce type entre deux atomes correspond à la mise en commun de
électrons de leurs couches externes, comblant la lacune de chacun et formant ce que le modèle appelle une paire liante.
Cette paire, partagée entre les deux atomes, est considérée comme appartenant à chacun d'eux dans leur configuration électronique respective.
Le nombre de connexions covalentes qu'un atome peut nouer est égal au nombre d'électrons qu'il lui manque pour que sa couche externe soit remplie, jusqu'à huit électrons dans l'octet, ou seulement deux pour l'atome d'hydrogène et l'atome d'hélium, deux gaz situés en tête du tableau périodique. C'est cette limite qui fixe combien de paires chaque atome peut engager dans les interactions qui construisent une molécule !
Avant de tracer le moindre doublet, commence toujours par compter les électrons de valence de chaque atome. C'est ce nombre qui détermine combien de liaisons l'atome peut former : 1 pour l'hydrogène, 4 pour le carbone, 7 pour le chlore ou le fluor.
Qu'est-ce que la représentation de Lewis d'une molécule ? 📐
La représentation de Lewis d'une molécule est un modèle graphique qui fait apparaître tous ses atomes ainsi que toutes les paires d'électrons, qu'elles relient deux atomes ou restent en réserve sur un seul. Chaque atome y voit sa couche de valence remplie selon l'octet, sauf l'hydrogène qui se contente de deux électrons pour atteindre la structure électronique stable de l'hélium.
Cette notion fait partie intégrante du programme Éduscol de la voie générale et technologique, étudiée dès le cours de première.
🔗 Doublets liants et doublets non liants
Les doublets liants sont les paires d'électrons mises en commun entre deux atomes : ce sont elles qui assurent les connexions de la molécule
Les doublets non liants restent sur un seul atome, sans participer à aucune connexion, mais entrent tout de même dans le décompte de sa couche de valence.
Sur le schéma, une paire liante est représentée par un trait entre les deux atomes ; une paire non liante, par un trait porté par un seul atome.
📝 Une méthode simple pour construire un schéma de Lewis
En tout,
étapes suffisent pour établir la représentation de Lewis d'une molécule quelconque :
Etape n°1
Déterminer le nombre d'électrons périphériques apportés par chaque atome
Etape n°2
Calculer le nombre total n d'électrons périphériques de la molécule
Etape n°3
En déduire le nombre de paires à répartir, en divisant n par 2
Etape n°4
Déterminer le nombre de connexions que forme chaque atome, ce qui donne le nombre de paires liantes
Etape n°5
Répartir les paires non liantes restantes autour des atomes, jusqu'à ce que la couche de valence de chacun soit remplie
HClL'hydrogène apporte 1 électron périphérique, le chlore en apporte 7, soit n = 8, donc 4 paires à répartir. L'hydrogène et le chlore forment chacun une connexion, ce qui correspond à une paire liante partagée.
Il reste alors 3 paires non liantes, réparties autour de l'atome de chlore pour combler sa lacune jusqu'à l'octet, tandis que la couche de valence de l'hydrogène est déjà remplie par la paire liante.
| Formule VSEPR | Doublets liants | Doublets non liants | Géométrie | Exemple |
|---|---|---|---|---|
| AX2 | 2 | 0 | Linéaire | Dioxyde de carbone CO2 |
| AX3 | 3 | 0 | Triangulaire plane | Trifluorure de bore BF3 |
| AX4 | 4 | 0 | Tétraédrique | Méthane CH4 |
| AX3E1 | 3 | 1 | Pyramide à base triangulaire | Ammoniac NH3 |
| AX2E2 | 2 | 2 | Coudée | Eau H2O |
| AX5 | 5 | 0 | Bipyramide trigonale | Pentachlorure de phosphore PCl5 |
Qu'est-ce que la théorie VSEPR ? 🧭
La théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion, ou RPECV en français) postule que les doublets d'électrons de la couche de valence de l'atome central adoptent une disposition qui minimise les répulsions entre eux, en maximisant la distance qui les sépare. Ce principe, décrit dans les manuels de chimie générale universitaire, permet de prédire la géométrie tridimensionnelle d'une molécule directement à partir de son schéma de Lewis.
Dans la notation VSEPR, l'atome central est noté A, les doublets liants sont notés X, et les doublets non liants sont notés E. Une molécule s'écrit alors sous la forme AXnEm, où n est le nombre de doublets liants et m le nombre de doublets non liants.
Le pentachlorure de phosphore PCl5, par exemple, correspond à une formule AX5 et adopte une structure en bipyramide trigonale, avec trois atomes de chlore équatoriaux à 120° les uns des autres et deux atomes apicaux.
A désigne l'atome central, X chaque doublet liant et E chaque doublet non liant. Une molécule AX4 (comme le méthane) est un tétraèdre régulier ; une molécule AX3E1 (comme l'ammoniac) est une pyramide à base triangulaire, car le doublet non liant occupe plus de place qu'un doublet liant.
Comment représenter une molécule en trois dimensions : la représentation de CRAM ? 🧊
La représentation de CRAM permet de dessiner sur une feuille en deux dimensions une molécule dont la géométrie, prédite par VSEPR, est réellement en trois dimensions.
Elle utilise
conventions de traits pour figurer la profondeur.
✏️ Les trois types de traits du schéma CRAM
Le trait plein
Représente une connexion située dans le plan de la feuille
Le triangle plein
(trait épaissi) Représente une connexion qui pointe vers l'avant, en direction de l'observateur
Le triangle en pointillés
Représente une connexion qui s'éloigne vers l'arrière du plan
🧪 Un exemple construit pas à pas
Pour une molécule tétraédrique comme le méthane CH4, le modèle de Lewis place le carbone au centre avec quatre paires liantes vers quatre atomes d'hydrogène. La théorie VSEPR prédit une géométrie AX4 en tétraèdre régulier.
En représentation de CRAM, deux connexions carbone-hydrogène sont tracées en traits pleins dans le plan :
- Une en triangle plein vers l'avant
- Une en triangle pointillé vers l'arrière
La figure plane du modèle de Lewis devient ainsi un volume lisible sur le papier !
Qu'est-ce que l'isomérie d'une molécule ? 🔀
Des isomères sont des composés qui partagent la même formule brute, mais dont les formules développées ou semi-développées diffèrent.
La représentation de Lewis seule ne permet pas toujours de les distinguer : c'est en passant à la représentation spatiale, via VSEPR puis CRAM, que la différence entre deux isomères devient visible.
Les chimistes disposent de plusieurs formules pour décrire un même corps : la formule brute indique la nature et le nombre des atomes présents, la formule développée plane fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons, et la formule semi-développée plane omet les liaisons avec les atomes d'hydrogène.
Deux isomères, même partageant une formule brute identique, n'ont pas les mêmes propriétés physiques et chimiques, un écart qui se répercute jusque dans leur niveau d'énergie et leur réactivité, y compris quand ces composés existent sous forme d'ions.
Polarisation d'une liaison et forces de Van der Waals : pourquoi les molécules interagissent-elles ? 🧲
Quand deux atomes différents partagent une paire d'électrons, le plus électronégatif attire davantage la charge : le nuage électronique devient polarisé. À l'échelle de la molécule entière, cette polarisation crée des forces d'attraction entre molécules voisines, appelées forces de Van der Waals, décrites pour la première fois par le savant néerlandais Johannes Diderik van der Waals et récompensées du prix Nobel de physique 1910.
⚡ Électronégativité et polarisation d'une liaison
L'électronégativité caractérise la capacité d'un atome à attirer un ou plusieurs électrons lors de la formation d'une connexion covalente. Dans le tableau périodique, les atomes les plus électronégatifs se trouvent en haut à droite, à l'opposé des éléments qui perdent facilement un électron pour former un ion positif.
Lorsque deux atomes identiques sont liés, la paire d'électrons est partagée de façon symétrique. Lorsque les deux atomes sont différents, celui qui est le plus électronégatif attire plus fortement cette paire : le nuage électronique devient plus dense de son côté, créant une charge négative à cet endroit et une charge positive sur l'autre atome. La molécule possède alors deux pôles électriques, elle est polarisée.
🏅 Les forces de Van der Waals, prix Nobel 1910
Johannes Diderik van der Waals fut le premier à intégrer les forces d'interaction entre molécules dans ses calculs, dès 1873. Ses travaux sur l'équation d'état des gaz et des liquides lui valurent le prix Nobel de physique en 1910, une distinction attribuée officiellement « for his work on the equation of state for gases and liquids », selon la motivation publiée par la fondation Nobel elle-même.
For his work on the equation of state for gases and liquids.
Fondation Nobel, motivation du prix Nobel de physique 1910 décerné à Johannes Diderik van der Waals
Prix Nobel de physique décerné à van der Waals en
pour ses travaux sur l'équation d'état des gaz et des liquides, à l'origine des forces intermoléculaires qui portent son nom
Ces forces intermoléculaires expliquent des phénomènes très concrets, comme l'absorption par capillarité ou les systèmes d'accroche des pattes de gecko sur une paroi verticale. Elles distinguent aussi les molécules, globalement neutres puisque leurs atomes partagent leurs électrons, des ions, dont la charge électrique n'est pas nulle.
Pour aller plus loin dans la maîtrise de ces notions, un professeur de physique-chimie peut t'aider à t'entraîner sur des exemples concrets, du modèle de Lewis à la représentation de CRAM !
N'hésite pas à travailler ces exemples en groupe, avec un camarade ou dans le cadre d'un cours de physique-chimie : comparer vos modèles de Lewis et vos représentations de CRAM est souvent le meilleur moyen de repérer une erreur de comptage d'électrons, avant une épreuve de bac ou un contrôle en classe. Tu trouveras le corrigé des exercices associés à ces notions sur cette page dédiée.
Sources 📚
- Ministère de l'Éducation nationale. "Programmes et ressources en physique-chimie voie GT." Éduscol, 2026, https://eduscol.education.gouv.fr/5829/programmes-et-ressources-en-physique-chimie-voie-gt.
- "Le cours de chimie générale, La méthode VSEPR." Cairn.info, https://stm.cairn.info/le-cours-de-chimie-generale--9782100824656-page-144?lang=fr.
- Nobel Prize Outreach. "The Nobel Prize in Physics 1910 : Johannes Diderik van der Waals." NobelPrize.org, 1910, https://www.nobelprize.org/prizes/physics/1910/summary/.
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Bonjour, merci beaucoup pour vos cours et exercices qui sont vraiment très utile. Encore mille fois merci 😊 !!!. Bon courage pour la suite !
Merci beaucoup pour votre aide et vous souhaitons une bonne journée
Maître c’est quoi le soufre?
merci ie i’attend toujour les nevaux lecon
c est un composant dangereux et je croix qu il est jaune
Bonjour ! C’est un corps simple (symbole S, n° atomique 16, masse atomique 32,06), solide, jaune clair, très répandu dans la nature (les vapeurs de soufre, par exemple).
Bonne journée !
Bonjour,vos exercices sont très bien et très éducatifs