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Piste : • Réaliser une carte mentale en Physique-Chimie • Utilisation de Latispro en mode tableur • Absorbance et concentration : Loi de Beer-Lambert • Applications des vecteurs en sciences physiques • Structure et propriétés de la matière • Structure et propriétés de la matière
cours:lycee:generale:premiere_generale:physique_chimie:structure_et_geometrie_des_especes_chimiques

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cours:lycee:generale:premiere_generale:physique_chimie:structure_et_geometrie_des_especes_chimiques [2025/06/13 23:08] – Cours généré par l'IA: Structure et géométrie des espèces chimiques (lycee, premiere_generale, physique_chimie) wikiprofcours:lycee:generale:premiere_generale:physique_chimie:structure_et_geometrie_des_especes_chimiques [2025/06/18 00:23] (Version actuelle) – prof67
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 La **représentation de Lewis** est un outil graphique permettant de visualiser la répartition des électrons de valence dans une molécule ou un ion. Elle permet de prévoir la **géométrie** de la molécule et son **caractère polaire ou apolaire**. La **représentation de Lewis** est un outil graphique permettant de visualiser la répartition des électrons de valence dans une molécule ou un ion. Elle permet de prévoir la **géométrie** de la molécule et son **caractère polaire ou apolaire**.
  
-* **Définition :** La représentation de Lewis consiste à représenter les atomes par leur symbole chimique, et les électrons de valence par des points (•) ou des traits (-) représentant les doublets liants et non liants. Les électrons de valence sont les électrons de la dernière couche électronique.+  * **Définition :** La représentation de Lewis consiste à représenter les atomes par leur symbole chimique, et les électrons de valence par des points (•) ou des traits (-) représentant les doublets liants et non liants. Les électrons de valence sont les électrons de la dernière couche électronique.
  
-* **Règle de l'octet:** La plupart des atomes tendent à acquérir une configuration électronique stable en ayant 8 électrons sur leur couche de valence (octet). Exception notable : l'hydrogène, qui vise un doublet électronique.+  * **Règle de l'octet:** La plupart des atomes tendent à acquérir une configuration électronique stable en ayant 8 électrons sur leur couche de valence (octet). Exception notable : l'hydrogène, qui vise un doublet électronique.
  
-* **Exemple :** Représentons la molécule de méthane, CH₄. Le carbone possède 4 électrons de valence, et chaque hydrogène possède 1 électron de valence. La représentation de Lewis est :+  * **Exemple :** Représentons la molécule de méthane, CH₄. Le carbone possède 4 électrons de valence, et chaque hydrogène possède 1 électron de valence. La représentation de Lewis est :
  
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  Chaque trait représente un doublet liant (2 électrons mis en commun entre deux atomes). Le carbone respecte la règle de l'octet, tout comme chaque hydrogène.  Chaque trait représente un doublet liant (2 électrons mis en commun entre deux atomes). Le carbone respecte la règle de l'octet, tout comme chaque hydrogène.
  
 ==== 1.2 Doublets liants et non liants ==== ==== 1.2 Doublets liants et non liants ====
  
-* **Doublet liant:** Un doublet liant est constitué de deux électrons mis en commun entre deux atomes pour former une liaison covalente. Il est représenté par un trait (-) dans la représentation de Lewis.+  * **Doublet liant:** Un doublet liant est constitué de deux électrons mis en commun entre deux atomes pour former une liaison covalente. Il est représenté par un trait (-) dans la représentation de Lewis. 
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 +  * **Doublet non liant:** Un doublet non liant est un doublet d'électrons appartenant exclusivement à un atome. Il n'est pas impliqué dans une liaison covalente et est représenté par deux points (::) dans la représentation de Lewis.
  
-* **Doublet non liant:** Un doublet non liant est un doublet d'électrons appartenant exclusivement à un atome. Il n'est pas impliqué dans une liaison covalente et est représenté par deux points (::) dans la représentation de Lewis.+  * **Exemple:** Dans la molécule d'eau, H₂O, l'oxygène possède 6 électrons de valence. Deux de ces électrons forment des liaisons covalentes avec les deux atomes d'hydrogène (doublets liants), tandis que les quatre autres forment deux doublets non liants. La représentation de Lewis est :
  
-* **Exemple:** Dans la molécule d'eau, H₂O, l'oxygène possède 6 électrons de valence. Deux de ces électrons forment des liaisons covalentes avec les deux atomes d'hydrogène (doublets liants), tandis que les quatre autres forment deux doublets non liants. La représentation de Lewis est : + 
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 ==== 1.3 Exceptions à la règle de l'octet ==== ==== 1.3 Exceptions à la règle de l'octet ====
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 La géométrie d'une molécule est déterminée par le nombre total de paires électroniques autour de l'atome central (doublets liants et non liants). Plus précisément, ce sont les paires électroniques qui déterminent l'agencement des atomes dans l'espace. La géométrie d'une molécule est déterminée par le nombre total de paires électroniques autour de l'atome central (doublets liants et non liants). Plus précisément, ce sont les paires électroniques qui déterminent l'agencement des atomes dans l'espace.
  
-* L'ordre de répulsion est : doublet non liant - doublet non liant > doublet non liant - doublet liant > doublet liant - doublet liant. Un doublet non liant occupe plus de place qu'un doublet liant.+  * L'ordre de répulsion est : doublet non liant - doublet non liant > doublet non liant - doublet liant > doublet liant - doublet liant. Un doublet non liant occupe plus de place qu'un doublet liant.
  
 ==== 2.2 Exemples de géométries moléculaires ==== ==== 2.2 Exemples de géométries moléculaires ====
  
-* **AX₂:** Linéaire (angle de liaison de 180°). Exemple : CO₂. +  * **AX₂:** Linéaire (angle de liaison de 180°). Exemple : CO₂. 
-* **AX₃:** Trigonal plane (angle de liaison de 120°). Exemple : BF₃. +  * **AX₃:** Trigonal plane (angle de liaison de 120°). Exemple : BF₃. 
-* **AX₄:** Tétraédrique (angle de liaison de 109,5°). Exemple : CH₄. +  * **AX₄:** Tétraédrique (angle de liaison de 109,5°). Exemple : CH₄. 
-* **AX₂E:** Coude ou plié (angle de liaison inférieur à 180°). Exemple : H₂O (angle de liaison environ 104,5°). +  * **AX₂E:** Coude ou plié (angle de liaison inférieur à 180°). Exemple : H₂O (angle de liaison environ 104,5°). 
-* **AX₃E:** Trigonal pyramidale. Exemple : NH₃.+  * **AX₃E:** Trigonal pyramidale. Exemple : NH₃.
  
 ===== Chapitre 3 : Polarisation des liaisons et polarité des molécules ===== ===== Chapitre 3 : Polarisation des liaisons et polarité des molécules =====
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 La polarité d'une molécule dépend de la polarité de ses liaisons et de sa géométrie. La polarité d'une molécule dépend de la polarité de ses liaisons et de sa géométrie.
  
-* **Molécule polaire:** Une molécule est polaire si son moment dipolaire total est non nul. Cela se produit si les liaisons sont polaires et si la géométrie de la molécule empêche une compensation des moments dipolaires des liaisons. Exemple : H₂O.+  * **Molécule polaire:** Une molécule est polaire si son moment dipolaire total est non nul. Cela se produit si les liaisons sont polaires et si la géométrie de la molécule empêche une compensation des moments dipolaires des liaisons. Exemple : H₂O.
  
-* **Molécule apolaire:** Une molécule est apolaire si son moment dipolaire total est nul. Cela se produit si les liaisons sont apolaires ou si les moments dipolaires des liaisons se compensent du fait de la symétrie de la molécule. Exemple : CO₂.+  * **Molécule apolaire:** Une molécule est apolaire si son moment dipolaire total est nul. Cela se produit si les liaisons sont apolaires ou si les moments dipolaires des liaisons se compensent du fait de la symétrie de la molécule. Exemple : CO₂.
  
 ===== Résumé ===== ===== Résumé =====
  
-* **Représentation de Lewis:** Méthode graphique pour visualiser la répartition des électrons de valence. +  * **Représentation de Lewis:** Méthode graphique pour visualiser la répartition des électrons de valence. 
-* **Règle de l'octet:** La plupart des atomes tendent à avoir 8 électrons de valence. +  * **Règle de l'octet:** La plupart des atomes tendent à avoir 8 électrons de valence. 
-* **Doublet liant:** Deux électrons mis en commun entre deux atomes. +  * **Doublet non liant:** Deux électrons appartenant à un seul atome. 
-* **Doublet non liant:** Deux électrons appartenant à un seul atome. +  * **Théorie VSEPR:** Prédit la géométrie moléculaire en se basant sur la répulsion des paires électroniques. 
-* **Théorie VSEPR:** Prédit la géométrie moléculaire en se basant sur la répulsion des paires électroniques. +  * **Électronégativité:** Capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison. 
-* **Électronégativité:** Capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison. +  * **Liaison polaire:** Liaison avec une différence d'électronégativité, créant des charges partielles (δ+ et δ-). 
-* **Liaison polaire:** Liaison avec une différence d'électronégativité, créant des charges partielles (δ+ et δ-). +  * **Molécule polaire:** Moment dipolaire total non nul. 
-* **Molécule polaire:** Moment dipolaire total non nul. +  * **Molécule apolaire:** Moment dipolaire total nul. 
-* **Molécule apolaire:** Moment dipolaire total nul. +  * **Chapitre 1:** Introduction à la représentation de Lewis et aux doublets liants et non liants. 
-* **Chapitre 1:** Introduction à la représentation de Lewis et aux doublets liants et non liants. +  * **Chapitre 2:** Présentation de la théorie VSEPR et des différentes géométries moléculaires. 
-* **Chapitre 2:** Présentation de la théorie VSEPR et des différentes géométries moléculaires. +  * **Chapitre 3:** Définition de l'électronégativité, explication de la polarité des liaisons et des molécules.
-* **Chapitre 3:** Définition de l'électronégativité, explication de la polarité des liaisons et des molécules.+
  
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