Chimie générale CHE0501 • Polytechnique Montréal
Cette fiche ne refait pas le cours du module 2.3 de CHE0501, « Des atomes aux molécules » : elle liste ce qui coûte des points à l'examen final sur les liaisons, les structures de Lewis, les charges formelles, la résonance et les énergies de liaison, et le geste qui évite chaque perte.
Presque toutes les erreurs du chapitre viennent d'un dessin fait avant d'avoir compté.
Le réflexe à garder : compter les électrons de valence, charge comprise ; dessiner ; recompter sur le dessin ; vérifier que la somme des charges formelles redonne la charge. Pour une énergie, les liaisons se comptent sur ce dessin, multipliées par les coefficients. Tables fournies à l'examen : énergies de liaison, électronégativités dans le tableau périodique.
Le fil du chapitre
Tout part du compte des électrons de valence, charge de l'ion comprise : la structure de Lewis le répartit, la charge formelle départage les dessins possibles, et l'énergie d'une réaction se compte sur la structure dessinée, liaison par liaison, coefficients compris.
Notions couvertes
Écrivez toujours le calcul de Δχ et le seuil comparé : « 1,35 < 1,7, donc covalente polaire ». Le mot seul ne rapporte rien.
Au contrôle de CHE0501, les doublets libres se dessinent en points ; les charges formelles s'écrivent près de l'atome.
Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« NH₄⁺ : 5 + 4 × 1 = 9 électrons de valence. »
Ce qu'il faut écrire
« NH₄⁺ : 5 + 4 × 1 − 1 = 8 électrons, quatre liaisons N−H, aucun doublet libre, structure entre crochets avec la charge +. »
Pourquoi : Un cation a perdu des électrons, un anion en a gagné. Avec un compte faux, aucun dessin ne peut être juste ; l'erreur se voit dès qu'on recompte.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« H−N≡C : chaque atome a son octet, la structure est juste. »
Ce qu'il faut écrire
« H−C≡N : octets complets ET charges formelles nulles ; dans H−N≡C, CF(N) = +1 et CF(C) = −1, structure rejetée. »
Pourquoi : L'octet est une condition nécessaire, pas suffisante : deux squelettes peuvent le respecter tous les deux. La charge formelle les départage.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Pour annuler les charges de HNO₃, je mets deux liaisons N=O : toutes les charges formelles sont nulles. »
Ce qu'il faut écrire
« Une seule liaison N=O : l'azote garde 8 électrons, avec CF(N) = +1 et CF(O) = −1 sur l'oxygène simplement lié. »
Pourquoi : Deux liaisons doubles et une simple entourent l'azote de 10 électrons ; un atome de la période 2 n'a que quatre orbitales de valence, donc huit électrons au plus.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Dans SO₄²⁻, le soufre ne peut pas dépasser l'octet : quatre liaisons simples, CF(S) = +2. »
Ce qu'il faut écrire
« Le soufre est de la période 3 : deux liaisons S=O ramènent CF(S) à 0 ; il reste −1 sur chacun des deux O simplement liés, et six formes de résonance. »
Pourquoi : Le critère du cours minimise les charges formelles dès que l'atome central le permet. Écrivez la phrase qui justifie l'octet étendu : « S, période 3 ».
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Dans NO₃⁻, la double liaison passe très vite d'un oxygène à l'autre. »
Ce qu'il faut écrire
« NO₃⁻ est un hybride unique : trois liaisons N−O identiques, d'ordre 4/3, à tout instant. »
Pourquoi : Les formes de résonance sont des dessins limités par la notation de Lewis. Aucune mesure ne voit une liaison double et deux simples : on mesure trois liaisons de 125 pm.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Dans NH₄⁺, CF(N) = +1, donc l'azote porte la charge positive de l'ion. »
Ce qu'il faut écrire
« La CF place la charge sur N par comptabilité ; N, plus électronégatif que H, porte en réalité une charge partielle négative, et la charge + est répartie sur les H. »
Pourquoi : La charge formelle partage chaque doublet liant moitié-moitié, comme si les atomes avaient la même électronégativité. Elle sert à choisir entre des dessins, pas à décrire la molécule.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« CH₄ + 2 O₂ : rompues, 4 C−H et 2 O−O à 142 kJ/mol. »
Ce qu'il faut écrire
« Rompues : 4 C−H et 2 O=O à 498,7 kJ/mol ; formées : 2 C=O à 799 kJ/mol (celle de CO₂) et 4 O−H. »
Pourquoi : La structure de Lewis de O₂ dit que sa liaison est DOUBLE ; les coefficients disent combien de molécules réagissent. Le compte se fait sur le dessin, pas sur la formule brute.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« ΔH = Σ formées − Σ rompues = +785 kJ/mol : la combustion du méthane est endothermique. »
Ce qu'il faut écrire
« ΔH ≈ Σ rompues − Σ formées = 2653,4 − 3438 = −785 kJ/mol : exothermique, comme toute combustion. »
Pourquoi : Rompre coûte (positif), former rapporte (négatif). Une combustion endothermique est absurde : le contrôle de cohérence attrape l'erreur en une seconde.
Comptez d'abord les électrons de valence, charge comprise, et repérez la période de l'atome central.
Si le total est impair → un électron reste seul : espèce radicalaire, sur l'atome le moins électronégatif
Exemple : NO₂ : 5 + 12 = 17 électrons, un électron seul sur N
NO, NO₂, ClO₂ existent, mais réagissent facilement
Si l'atome central est B ou Be → accepter l'octet incomplet plutôt qu'une liaison double qui créerait des charges
Exemple : BeCl₂ : Be entouré de 4 électrons ; BCl₃ : B entouré de 6
Si l'atome central est C, N ou O → octet strict : liaisons multiples si un octet manque, charges formelles si elles ne peuvent pas s'annuler
Exemple : NO₃⁻ : une N=O, CF(N) = +1
Si l'atome central est de la période 3 ou au-delà → octet étendu permis pour ramener les charges formelles vers zéro
Exemple : PF₅ : P entouré de 10 électrons ; SO₄²⁻ : deux S=O
Si une liaison multiple peut se placer à plusieurs endroits équivalents → tracer TOUTES les formes de résonance, reliées par ↔
Exemple : NO₃⁻ : trois formes ; SO₄²⁻ : six formes
Dans tous les cas, finir par recompter les électrons dessinés et additionner les charges formelles.
Lisez la grandeur demandée et les données fournies.
Si ΔH d'une réaction, table fournie → dessiner les Lewis, compter rompues et formées avec les coefficients, faire rompues − formées
Exemple : C₂H₄ + H₂ : (620 + 436,4) − (347 + 2 × 414) = −119 kJ/mol
Si ΔH donné, une énergie de liaison manque → poser x pour la liaison inconnue et résoudre la même équation
Exemple : N₂ + 3 F₂ → 2 NF₃, ΔH = −264 kJ : x(N−F) ≈ 279 kJ/mol
Si énergie pour une masse ou un volume → analyse dimensionnelle : masse, moles, puis |ΔH| divisé par le coefficient de l'espèce
Exemple : 1,00 L de méthanol : 1,57 × 10⁴ kJ
Si énergie pour rompre UNE liaison, ou longueur d'onde → diviser l'énergie molaire (en J) par N_A, puis λ = hc/E
Exemple : C−Cl, 338 kJ/mol : 5,61 × 10⁻¹⁹ J, λ = 354 nm
Ces estimations ne valent que pour des espèces gazeuses : un état liquide ou solide ajoute une énergie de changement d'état.
Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.
Quand l'utiliser : « Tracez la structure de Lewis de ... » ou « indiquez ou dessinez la structure de Lewis ».
Phrase de conclusion
« 24 électrons de valence ; N respecte l'octet ; CF(N) = +1, CF(O−) = −1 ; somme = −1 = charge de l'ion ; trois formes de résonance. »
Le piège : Le compte écrit en tête est ce qui permet au correcteur de donner des points partiels quand le dessin est faux.
Barème : Une structure complète vaut souvent 0,5 à 1 point : compte, dessin, charges.
Quand l'utiliser : « Calculez l'énergie (kJ) libérée quand ... g de ... réagissent. »
Phrase de conclusion
« Énergie libérée : 1,00 L × 791 g/L × (1 mol / 32,04 g) × (1274 kJ / 2 mol) = 1,57 × 10⁴ kJ. »
Le piège : Oublier de diviser par le coefficient : ΔH vaut pour l'équation telle qu'elle est écrite.
Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.
Recompter les électrons du dessin
Deux par liaison simple, quatre par double, six par triple, deux par doublet libre : le total doit redonner le compte de départ.
Un ClF₃ dessiné qui ne totalise que 26 électrons au lieu de 28 a perdu un doublet libre sur le chlore.
Additionner les charges formelles
La somme des CF doit valoir la charge de l'espèce : 0 pour une molécule, −1 pour NO₃⁻.
NO₃⁻ : +1 + 0 − 1 − 1 = −1. Une somme de 0 signale une charge oubliée.
Regarder chaque atome de la période 2
C, N, O, F : jamais plus de huit électrons autour d'eux. Un dépassement suffit à rendre la structure fausse.
O=O=O place 18 électrons mais entoure l'O central de 10 : rejetée.
Signe et ordre de grandeur de ΔH
Une combustion est exothermique ; une énergie de liaison est positive et vaut de 150 à 1100 kJ/mol environ.
Une énergie N−F de 559 kJ/mol, plus que C=C, trahit un coefficient oublié.
Le méthanol CH₃OH, combustible de certains réchauds à fondue, brûle selon .
Énergies de liaison (kJ/mol) : C−H 414 ; C−O 351 ; O−H 460 ; O=O 498,7 ; C=O dans CO₂ 799. Masse volumique du méthanol : ; . Estimez l'énergie libérée par de méthanol.
Étape 1
Lewis : CH₃OH, 4 + 4 + 6 = 14 électrons : trois C−H, une C−O, une O−H, deux doublets libres sur O. O₂ : O=O ; CO₂ : O=C=O ; H₂O : deux O−H.
Pourquoi
Le dessin dit quelles liaisons existent et leur ordre : sans lui, on ne sait pas que O₂ est doublement lié.
Étape 2
Rompues : 6 C−H, 2 C−O, 2 O−H (deux CH₃OH) et 3 O=O. Formées : 4 C=O (deux CO₂) et 8 O−H (quatre H₂O).
Pourquoi
Les coefficients multiplient chaque liaison : c'est le poste qui coûte le plus de points.
Étape 3
; .
Pourquoi
On prend 799 pour la C=O de CO₂, comme l'indique la table, et non 745.
Étape 4
, soit pour 2 mol de méthanol.
Pourquoi
Le ΔH vaut pour l'équation écrite : 2 mol de CH₃OH, pas une.
Étape 5
Pourquoi
L'analyse dimensionnelle écrite fait disparaître chaque unité ; le facteur 2 du coefficient ne s'oublie plus.
Étape 6
Vérification : environ 25 mol de méthanol, environ 640 kJ chacune, font environ 16 000 kJ ; le signe négatif de ΔH dit « libérée ».
Pourquoi
L'ordre de grandeur attrape un coefficient oublié (facteur 2) ou une table mal lue.
Conclusion rédigée
La combustion de de méthanol libère environ (estimation par les énergies de liaison moyennes, espèces gazeuses).
L'erreur classique sur cet exercice : Prendre 1274 kJ par mole de méthanol, sans diviser par le coefficient 2 : on annonce le double, 3,15 × 10⁴ kJ.
On calcule la différence d'électronégativité entre les deux atomes, en valeur absolue, avec le tableau périodique fourni. Sous 0,5, la liaison est covalente ; de 0,5 à 1,7, covalente polaire ; au-delà de 1,7, ionique. Un métal lié à un non-métal n'est pas toujours ionique : la liaison Al−Br, à 1,35, reste covalente polaire.
On part du nombre d'électrons de valence de l'atome, on retire tous ses électrons non liants, puis la moitié de ses électrons liants. Dans l'ion ammonium, l'azote a cinq électrons de valence, aucun doublet libre et huit électrons liants : sa charge formelle vaut 5 moins 0 moins 4, soit plus 1. La somme des charges formelles redonne toujours la charge de l'ion.
Seulement si l'atome central est de la troisième période ou au-delà : phosphore, soufre, chlore, brome, iode, xénon. Le carbone, l'azote, l'oxygène et le fluor ne dépassent jamais huit électrons. Au contrôle, on utilise l'octet étendu du soufre ou du phosphore pour ramener les charges formelles vers zéro, et on le justifie par la période de l'atome.
On dessine la structure de Lewis de chaque espèce, on compte les liaisons rompues dans les réactifs et formées dans les produits en multipliant par les coefficients, puis on fait la somme des énergies rompues moins la somme des énergies formées. Un résultat négatif indique une réaction exothermique. La méthode donne une estimation, valable pour des espèces gazeuses.
© Ahmed Squalli Houssaini. Fiche publiée sur www.letuteurscientifique.ca/fiches/che0501-liaisons-structures-lewis. Libre pour l'usage personnel et en classe ; sa republication ailleurs demande une autorisation écrite (mentions légales).
