Sciences · Chimie
Schéma de Lewis
Le schéma de Lewis représente les électrons de valence d’une molécule : chaque trait entre deux atomes est un doublet liant (une liaison covalente), chaque trait autour d’un atome un doublet non liant.
Mis à jour le 5 min de lecture
Le schéma de Lewis est un dessin qui montre comment les atomes d’une molécule partagent leurs électrons. Proposé par le chimiste américain Gilbert Newton Lewis en 1916, il reste l’outil de base pour comprendre les liaisons et prévoir la forme des molécules. Il est au programme de seconde puis de première en France. Pour la théorie de la liaison elle-même, voir liaison covalente.
Les notions de base
Pour les éléments des trois premières lignes du tableau périodique, le nombre d’électrons de valence se lit sur la colonne (en ne comptant pas le bloc des métaux de transition) :
| Atome | Numéro atomique Z | Structure électronique | Électrons de valence | Liaisons habituelles | Doublets non liants |
|---|---|---|---|---|---|
| H | 1 | 1s¹ | 1 | 1 | 0 |
| C | 6 | 1s² 2s² 2p² | 4 | 4 | 0 |
| N | 7 | 1s² 2s² 2p³ | 5 | 3 | 1 |
| O | 8 | 1s² 2s² 2p⁴ | 6 | 2 | 2 |
| F, Cl | 9, 17 | …2p⁵, …3p⁵ | 7 | 1 | 3 |
Voir structure électronique.
Les règles du duet et de l’octet
Les atomes tendent à acquérir la structure électronique, très stable, du gaz noble le plus proche :
- règle du duet : l’hydrogène s’entoure de 2 électrons (un seul doublet), comme l’hélium ;
- règle de l’octet : le carbone, l’azote, l’oxygène, le fluor… s’entourent de 8 électrons (quatre doublets, liants ou non), comme le néon ou l’argon.
Pour vérifier, on compte autour de chaque atome tous les doublets qui l’entourent, liants et non liants : chacun compte pour 2 électrons.
La méthode pas à pas
- Compter les électrons de valence de tous les atomes de la molécule : on obtient N_total.
- En déduire le nombre de doublets :
N_doublets = N_total / 2. - Placer les atomes : en général, l’atome qui forme le plus de liaisons est au centre ; l’hydrogène est toujours en périphérie (une seule liaison).
- Relier les atomes par des liaisons simples.
- Répartir les doublets restants en doublets non liants, d’abord sur les atomes périphériques, pour satisfaire l’octet.
- Vérifier duet et octet ; si un atome central n’a pas son octet, transformer un doublet non liant voisin en liaison double ou triple.
Exemples
| Molécule | Doublets au total | Schéma (description) |
|---|---|---|
| Dihydrogène H₂ | 1 | H — H |
| Méthane CH₄ | 4 | C au centre, 4 liaisons simples vers H, aucun doublet non liant |
| Ammoniac NH₃ | 4 | N au centre, 3 liaisons vers H, 1 doublet non liant sur N |
| Eau H₂O | 4 | O au centre, 2 liaisons vers H, 2 doublets non liants sur O |
| Chlorure d’hydrogène HCl | 4 | H — Cl, 3 doublets non liants sur Cl |
| Dioxygène O₂ | 6 | O = O, 2 doublets non liants sur chaque O |
| Dioxyde de carbone CO₂ | 8 | O = C = O, 2 doublets non liants sur chaque O |
| Diazote N₂ | 5 | N ≡ N, 1 doublet non liant sur chaque N |
Voir molécule, ammoniac et méthane.
Du schéma de Lewis à la géométrie
Les doublets autour d’un atome central se repoussent et s’écartent le plus possible. Le schéma de Lewis permet donc de prévoir la forme de la molécule :
| Doublets autour de l’atome central | Exemple | Géométrie |
|---|---|---|
| 4 liants, 0 non liant | CH₄ | Tétraédrique (angles d’environ 109,5°) |
| 3 liants, 1 non liant | NH₃ | Pyramidale |
| 2 liants, 2 non liants | H₂O | Coudée (angle d’environ 104,5°) |
| 2 doubles liaisons, 0 non liant | CO₂ | Linéaire |
Les limites de la règle de l’octet
Certaines molécules ne la respectent pas : le bore dans BF₃ n’a que 6 électrons ; le soufre ou le phosphore, à partir de la troisième ligne, peuvent dépasser l’octet (SF₆, PCl₅). Les ions polyatomiques se traitent en ajoutant ou en retirant des électrons selon la charge.
Expérience classique : les modèles moléculaires
Avec une boîte de modèles moléculaires, chaque atome est une boule percée d’un nombre de trous égal à ses liaisons habituelles (1 pour H, 2 pour O, 3 pour N, 4 pour C). Construire H₂O, NH₃, CH₄ et CO₂ montre directement les liaisons doubles et les géométries, et permet de vérifier son schéma de Lewis.
Erreurs fréquentes
- Oublier les doublets non liants, en particulier sur l’oxygène et l’azote.
- Compter chaque trait comme 1 électron : un trait représente 2 électrons.
- Placer l’hydrogène au centre : il ne forme qu’une liaison.
- Mal compter les électrons de valence : il faut ceux de la dernière couche, pas le numéro atomique.
Exercice corrigé
Énoncé. Établir le schéma de Lewis du méthanal CH₂O (le carbone est central, relié aux deux H et à O).
Corrigé.
- Électrons de valence :
4 + 2 × 1 + 6 = 12, soit 6 doublets. - Liaisons simples C–H, C–H, C–O : 3 doublets. Il en reste 3, placés sur O en doublets non liants.
- Vérification : O a 1 liant + 3 non liants = 8 électrons ; C n’a que 3 liants = 6 électrons, l’octet n’est pas satisfait.
- On transforme un doublet non liant de O en seconde liaison C=O. Résultat : C relié aux deux H par des liaisons simples et à O par une liaison double ; O porte 2 doublets non liants. C : 4 liaisons, 8 électrons ; O : 2 liants + 2 non liants, 8 électrons.
Questions fréquentes
Pourquoi les gaz nobles ne forment-ils presque pas de molécules ?
Leur couche externe est déjà complète (duet pour l’hélium, octet pour les autres) : ils n’ont pas tendance à partager des électrons. Voir gaz nobles.
Peut-on représenter les électrons par des points ?
Oui, c’est la notation d’origine de Lewis : un point par électron. La notation en traits, plus lisible, est celle utilisée au lycée.
Le schéma de Lewis montre-t-il la vraie forme d’une molécule ?
Non, c’est un schéma plan. La géométrie réelle en trois dimensions se déduit ensuite de la répartition des doublets.