Chapitre 3 – Schéma de Lewis et géométrie des molécules

Thème 1 : Constitution et transformations de la matière | Physique-Chimie | Première générale (spécialité)

Dernière mise à jour : 22 juin 2026, 17:30

Objectifs du chapitre :

Déterminer le nombre d'électrons de valence d'un atome et appliquer la règle du duet et de l'octet
Établir le schéma de Lewis d'une molécule (doublets liants et non liants, liaisons simples, doubles, triples)
Prévoir la géométrie d'une molécule simple à l'aide du modèle de répulsion des doublets (VSEPR) : linéaire, coudée, trigonale, pyramidale, tétraédrique
Relier la forme d'une molécule courante (\(H_2O\), \(CO_2\), \(NH_3\), \(CH_4\)) à ses propriétés

Situation. L'eau (\(H_2O\)) est une molécule « coudée » : c'est cette forme qui la rend polaire et capable de dissoudre le sel. Le dioxyde de carbone (\(CO_2\)), lui, est linéaire mais reste un puissant gaz à effet de serre. Comment expliquer, à partir des atomes, la forme des molécules et leurs liaisons ? Le schéma de Lewis et le modèle VSEPR répondent à ces questions.

1. Électrons de valence — règle du duet et de l'octet

Définition Les électrons de valence sont les électrons de la couche externe (la plus éloignée du noyau). Ce sont eux qui interviennent dans les liaisons chimiques. Pour les atomes courants, leur nombre se lit directement dans la classification périodique.

Règle du duet et de l'octet Au cours de la formation des liaisons, les atomes tendent à acquérir la configuration d'un gaz noble :

Règle du duet : l'atome d'hydrogène cherche à s'entourer de 2 électrons (configuration de l'hélium).
Règle de l'octet : les atomes C, N, O, F… cherchent à s'entourer de 8 électrons sur leur couche externe.

Exemple. Nombre d'électrons de valence des principaux atomes :

Atome	H	C	N	O	Cl
Électrons de valence	1	4	5	6	7
Liaisons formées	1	4	3	2	1

Le nombre de liaisons est : \(8-\) (électrons de valence) pour les atomes de la 2ᵉ ligne, et 1 pour l'hydrogène.

Méthode — compter les électrons de valence et prévoir le nombre de liaisons

Repérer la colonne de l'élément dans la classification périodique : pour les colonnes 14 à 17 (C, N, O, F…), le chiffre des unités donne le nombre d'électrons de valence (C : 4, N : 5, O : 6, F : 7).
Compter ce nombre d'électrons de valence \(n\).
En déduire le nombre de liaisons nécessaires pour atteindre l'octet : \(8-n\) (et 1 pour l'hydrogène, qui vise le duet).
En déduire le nombre de doublets non liants portés par l'atome : \(\dfrac{n-(8-n)}{2}=n-4\) pour un atome qui vise l'octet (0 pour C, 1 pour N, 2 pour O, 3 pour F).

Exemple travaillé. L'atome de fluor (colonne 17) possède \(n=7\) électrons de valence. Pour l'octet, il lui manque 1 électron : il forme donc \(8-7=1\) liaison. Il porte \(7-4=3\) doublets non liants. C'est cohérent avec le fluor de \(HF\) : 1 liaison \(H-F\) et 3 doublets non liants sur F.

Mini-exercice 1. Combien de liaisons l'atome d'oxygène (6 électrons de valence) doit-il former pour respecter la règle de l'octet ? Et l'azote (5 électrons de valence) ?

Oxygène : \(8-6=2\) liaisons. Azote : \(8-5=3\) liaisons.

2. Doublets liants, doublets non liants et schéma de Lewis

Définition Un doublet liant est une paire d'électrons partagée entre deux atomes : elle forme une liaison covalente (représentée par un trait). Un doublet non liant est une paire d'électrons appartenant à un seul atome, non engagée dans une liaison (représentée par un trait ou par deux points sur l'atome).

Liaisons simple, double, triple Deux atomes peuvent partager :

1 doublet liant → liaison simple (ex. \(H-H\)) ;
2 doublets liants → liaison double (ex. \(O=O\) dans \(O_2\)) ;
3 doublets liants → liaison triple (ex. \(N\equiv N\) dans \(N_2\)).

Méthode — construire un schéma de Lewis

Compter le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes de la molécule.
Placer l'atome central (souvent le moins nombreux ou celui qui fait le plus de liaisons) et l'entourer des autres atomes.
Former les liaisons (doublets liants) pour que chaque atome respecte la règle du duet (H) ou de l'octet.
Compléter avec les doublets non liants jusqu'à utiliser tous les électrons de valence.
Vérifier que chaque atome est bien entouré de 2 électrons (H) ou de 8 électrons (autres).

Exemple — schéma de Lewis de l'eau \(H_2O\).

Électrons de valence : O (6) + 2×H (1) = 8 électrons, soit 4 doublets.
O est l'atome central ; il forme 2 liaisons simples \(O-H\) (2 doublets liants).
Il reste \(4-2=2\) doublets : ce sont 2 doublets non liants sur l'oxygène.
Vérification : chaque H a 2 électrons (duet) ; O a 2 liants + 2 non liants = 8 électrons (octet). ✔

Mini-exercice 2. Établis le schéma de Lewis de l'ammoniac \(NH_3\) (N : 5 électrons de valence, H : 1). Combien de doublets liants et de doublets non liants ?

Total : \(5+3\times1=8\) électrons = 4 doublets. N central forme 3 liaisons \(N-H\) (3 doublets liants), il reste 1 doublet non liant sur l'azote. Chaque H : duet ; N : 3 liants + 1 non liant = octet. ✔

Mini-exercice 3. Dans le méthane \(CH_4\), combien de doublets liants et de doublets non liants porte l'atome de carbone ?

Total : \(4+4\times1=8\) électrons = 4 doublets. C forme 4 liaisons \(C-H\) (4 doublets liants) et n'a aucun doublet non liant. C est bien entouré de 8 électrons (octet). ✔

Exemple travaillé — schéma de Lewis du dioxyde de carbone \(CO_2\) (liaisons doubles).

Compter les électrons de valence : C (4) + 2×O (6) = \(4+12=16\) électrons, soit 8 doublets.
Placer le carbone au centre (il forme le plus de liaisons), entouré des deux oxygènes : \(O\;C\;O\).
Former les liaisons : une simple liaison \(C-O\) ne donne à C que 4 électrons (il en faut 8). Il faut donc une double liaison de chaque côté : \(O=C=O\), soit 4 doublets liants.
Compléter avec les doublets non liants : il reste \(8-4=4\) doublets, soit 2 doublets non liants sur chaque oxygène.
Vérifier : C est entouré de \(4\) doublets liants \(=8\) électrons (octet) ; chaque O a 2 doublets liants + 2 doublets non liants \(=8\) électrons (octet). ✔

Mini-exercice 4. Établis le schéma de Lewis du dichlore \(Cl_2\) (Cl : 7 électrons de valence). Combien de doublets liants et de doublets non liants au total ?

Total : \(2\times7=14\) électrons = 7 doublets. Les deux Cl partagent 1 doublet liant (liaison simple \(Cl-Cl\)). Il reste \(7-1=6\) doublets non liants, soit 3 sur chaque atome de chlore. Chaque Cl est entouré de 1 liant + 3 non liants \(=8\) électrons (octet). ✔

3. Géométrie des molécules — le modèle VSEPR

Définition Le modèle VSEPR (répulsion des paires d'électrons de valence) repose sur une idée simple : les doublets autour de l'atome central se repoussent et s'écartent le plus possible. La géométrie de la molécule dépend du nombre de doublets (liants et non liants) autour de l'atome central.

Géométries usuelles

Molécule	Doublets liants	Doublets non liants	Géométrie	Angle
\(CO_2\)	2	0	linéaire	180°
\(CH_2O\) (méthanal)	3*	0	trigonale plane	≈ 120°
\(CH_4\)	4	0	tétraédrique	≈ 109°
\(NH_3\)	3	1	pyramidale	≈ 107°
\(H_2O\)	2	2	coudée	≈ 104°

* Pour le méthanal, le carbone porte 2 liaisons \(C-H\) et 1 liaison double \(C=O\). La liaison double compte pour une seule direction : il y a donc 3 directions autour du carbone, d'où la forme triangulaire plane.

Important : les doublets non liants comptent aussi ! Ils repoussent les liaisons et « ferment » l'angle (l'eau et l'ammoniac dérivent du tétraèdre, d'où des angles voisins de 109° mais légèrement plus petits).

Méthode — prévoir la géométrie d'une molécule

Établir le schéma de Lewis de la molécule (méthode du § 2).
Compter, autour de l'atome central, le nombre total de directions de doublets = nombre de doublets liants (une liaison double ou triple compte pour une seule direction) + nombre de doublets non liants.
En déduire la disposition qui éloigne le plus ces directions : 2 directions → en ligne (180°) ; 3 → en triangle (120°) ; 4 → tétraèdre (≈109°).
Nommer la géométrie d'après la position des atomes (on ne « voit » pas les doublets non liants) : avec 4 directions, 0 doublet non liant → tétraédrique ; 1 → pyramidale ; 2 → coudée.

Exemple travaillé — géométrie de l'ammoniac \(NH_3\).

Schéma de Lewis : N central, 3 liaisons \(N-H\) (3 doublets liants) + 1 doublet non liant.
Directions de doublets autour de N : \(3+1=4\) → disposition de base tétraédrique (≈109°).
Mais une direction est occupée par un doublet non liant : les atomes dessinent une pyramide à base triangulaire → géométrie pyramidale.
Le doublet non liant repousse un peu plus les liaisons : l'angle \(H-N-H\) se referme à ≈107° (au lieu de 109°). ✔

Mini-exercice 5. Le sulfure d'hydrogène \(H_2S\) a un atome de soufre central portant 2 liaisons \(S-H\) et 2 doublets non liants. Combien de directions de doublets autour de S ? Quelle est sa géométrie ?

Directions de doublets : \(2\) liants \(+\,2\) non liants \(=4\) → disposition tétraédrique de base. Avec 2 doublets non liants, les atomes forment une molécule coudée (comme l'eau \(H_2O\)).

Erreurs fréquentes

❌ Oublier les doublets non liants dans la géométrie → ✅ ils comptent dans le décompte VSEPR et modifient l'angle (l'eau est coudée à cause de ses 2 doublets non liants).
❌ Croire que \(H_2O\) est linéaire comme \(CO_2\) → ✅ \(CO_2\) n'a pas de doublet non liant sur le carbone (linéaire), \(H_2O\) en a 2 sur l'oxygène (coudée).
❌ Donner à l'hydrogène un octet → ✅ l'hydrogène suit la règle du duet (2 électrons seulement).
❌ Confondre liaison double et deux liaisons simples → ✅ une liaison double = 2 doublets liants entre les mêmes deux atomes (\(O=O\)).

4. Applications

Pourquoi la forme des molécules compte.

L'eau \(H_2O\) : sa forme coudée est à l'origine de sa polarité ; c'est elle qui permet à l'eau de dissoudre le sel et le sucre et qui explique les liaisons hydrogène (chapitre suivant).
Le dioxyde de carbone \(CO_2\) : molécule linéaire, mais ses liaisons \(C=O\) absorbent le rayonnement infrarouge — c'est ce qui en fait un gaz à effet de serre.
Le méthane \(CH_4\) : géométrie tétraédrique caractéristique du carbone, que l'on retrouve dans toutes les molécules organiques (alcanes, alcools…) étudiées plus loin.
L'ammoniac \(NH_3\) : sa forme pyramidale et son doublet non liant expliquent son odeur piquante et son rôle dans les produits ménagers et les engrais.

À retenir

Électrons de valence = couche externe ; H suit la règle du duet (2 e⁻), les autres celle de l'octet (8 e⁻).
Doublet liant = liaison (trait) ; doublet non liant = paire propre à un atome. Liaisons simple / double / triple = 1 / 2 / 3 doublets liants.
Schéma de Lewis : compter les électrons de valence → former les liaisons → compléter par les doublets non liants → vérifier duet/octet.
VSEPR : les doublets (liants ET non liants) se repoussent ; une liaison multiple compte pour une seule direction. \(CO_2\) linéaire (180°), méthanal \(CH_2O\) trigonale plane (120°), \(CH_4\) tétraédrique (109°), \(NH_3\) pyramidale (107°), \(H_2O\) coudée (104°).