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Établir un schéma de Lewis et prévoir la géométrie (VSEPR, AXₙEₘ)
Repérer les charges partielles et déterminer la polarité d'une molécule
Relier structure, interactions intermoléculaires et propriétés physiques

Fiche résumé — Structure spatiale des molécules

Chapitre 2 | Première STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

1. Schéma de Lewis

Doublet liant : paire partagée = liaison covalente (trait).
Doublet non-liant : paire sur un seul atome.
Règle de l'octet : 4 doublets (8 e⁻) ; duet pour H.
Doubles/triples liaisons pour compléter l'octet.

2. VSEPR — AXₙEₘ

Les doublets se repoussent et s'écartent au maximum. \(n\) = atomes liés (double/triple = 1 seul X), \(m\) = doublets non-liants sur A.

Astuce : les doublets non-liants resserrent un peu les angles.

3. Les géométries (n + m ≤ 4)

\(\text{AX}_2\) → linéaire, 180° — ex. \(\text{CO}_2\)
\(\text{AX}_3\) → triangulaire plane, 120°
\(\text{AX}_4\) → tétraédrique, 109,5° — ex. \(\text{CH}_4\)
\(\text{AX}_3\text{E}\) → pyramidale, ≈107° — ex. \(\text{NH}_3\)
\(\text{AX}_2\text{E}_2\) → coudée, ≈104,5° — ex. \(\text{H}_2\text{O}\)

4. Électronégativité et charges

L'atome le plus électronégatif attire le doublet liant : il porte \(\delta^-\), l'autre \(\delta^+\) → liaison polarisée.

χ : H 2,2 < C 2,5 < N 3,0 < Cl 3,2 < O 3,4 < F 4,0

5. Polarité d'une molécule

Polaire = liaisons polarisées + géométrie non symétrique.

Piège : \(\text{CO}_2\) et \(\text{CCl}_4\) ont des liaisons polarisées mais sont apolaires (symétrie). \(\text{H}_2\text{O}\), \(\text{NH}_3\) : polaires.

6. Interactions intermoléculaires

Van der Waals : faibles, entre toutes les molécules ; ↑ si grosse molécule.
Liaison hydrogène : H lié à O, N ou F ↔ doublet non-liant voisin. La plus forte.

covalente ≫ liaison H > Van der Waals

7. Structure → propriétés

Interactions plus fortes → \(T_{fus}\) et \(T_{éb}\) plus élevées.

Astuce : liaisons H > polarité > grosse molécule ; un changement d'état ne rompt que les interactions intermoléculaires, pas les liaisons covalentes.

Exemple type

\(\text{H}_2\text{O}\) (\(M=18\), \(T_{éb}=100\ \text{°C}\)) bout bien plus haut que \(\text{H}_2\text{S}\) (\(M=34\), \(T_{éb}=-60\ \text{°C}\)), pourtant plus lourd : l'eau forme des liaisons hydrogène (O–H), absentes dans \(\text{H}_2\text{S}\). Il faut donc beaucoup plus d'énergie pour séparer ses molécules.