Les atomes ne se lient pas "par hasard". Une liaison chimique apparaît quand un ensemble d'atomes devient plus stable que les mêmes atomes séparés. Cette stabilisation vient surtout de l'organisation des électrons externes, appelés électrons de valence, car ce sont eux qui participent aux interactions chimiques.

Dans une vision simple de niveau PASS, un atome cherche souvent à atteindre une configuration électronique plus stable, proche de celle d'un gaz noble. Selon les cas, il peut y parvenir en partageant des électrons avec un autre atome, en transférant un ou plusieurs électrons, ou en établissant des interactions plus faibles avec des molécules voisines. Ces choix déterminent la forme des molécules, leur polarité, leur solubilité et même leurs températures de fusion ou d'ébullition.

Une liaison covalente correspond à une mise en commun d'électrons entre deux atomes. Chaque atome apporte généralement un électron célibataire, et les deux électrons forment un doublet liant partagé. L'idée importante est que les deux atomes "profitent" de ce doublet : il compte dans l'environnement électronique de chacun.

Cette liaison est typique des atomes non métalliques, comme le carbone, l'oxygène, l'azote, l'hydrogène, le chlore ou le soufre. Par exemple, dans la molécule de dihydrogène H₂, chaque hydrogène possède initialement un électron. En les partageant, chaque hydrogène se retrouve avec deux électrons autour de lui, ce qui correspond à la configuration stable de l'hélium.

Pour représenter ce raisonnement, on utilise le schéma de Lewis. Il ne montre pas tous les électrons de l'atome, mais seulement les électrons de valence. Les doublets peuvent être représentés par des traits. Un trait entre deux atomes correspond à un doublet liant ; un trait ou deux points placés sur un seul atome correspondent à un doublet non liant.

La règle de l'octet est une règle pratique : beaucoup d'atomes tendent à être entourés de 8 électrons de valence après formation des liaisons. Elle fonctionne très bien pour le carbone, l'azote, l'oxygène et les halogènes dans de nombreuses molécules simples. Elle n'est cependant pas universelle : l'hydrogène suit une règle du duet, certains atomes peuvent être déficitaires en électrons, et les éléments à partir de la troisième période peuvent parfois dépasser l'octet.

Une liaison covalente stabilise les atomes par partage d'électrons. Dans un schéma de Lewis, il faut distinguer les doublets liants, qui forment les liaisons, et les doublets non liants, qui restent portés par un atome.

Pour construire un schéma de Lewis simple, il faut d'abord compter les électrons de valence disponibles. Ensuite, on place les atomes, on relie les atomes par des liaisons simples, puis on complète les octets avec des doublets non liants. Si certains atomes n'ont pas leur octet, on peut transformer des doublets non liants en liaisons multiples.

<figure className="not-prose my-5"> <img src="https://monyrhcjkkmrreksgxqn.supabase.co/storage/v1/object/public/course-images/native-slots/39ab81bf-eb59-4971-afbd-3871437b75c6/3ba5088e-0c3c-4e91-acc6-2a6e18923261/1779202615441-Image-Liaisons-Chimiques-Mai-19-2026.png" alt="Schémas de Lewis de H2O et CH4 montrant les doublets liants et les doublets non liants de l" /> </figure>

Dans l'eau H₂O, l'oxygène possède 6 électrons de valence et chaque hydrogène en possède 1. Le total est donc de 8 électrons de valence. L'oxygène se place au centre, forme deux liaisons simples O–H, ce qui utilise 4 électrons, puis garde deux doublets non liants, soit 4 électrons supplémentaires. L'oxygène atteint ainsi l'octet, tandis que chaque hydrogène atteint le duet.

Dans le méthane CH₄, le carbone possède 4 électrons de valence et chaque hydrogène en possède 1. Le carbone forme quatre liaisons simples C–H. Il n'a alors pas de doublet non liant, mais il est entouré de 8 électrons grâce aux quatre doublets liants.

La liaison covalente peut être simple, double ou triple. Une liaison simple partage un doublet, une liaison double partage deux doublets, et une liaison triple partage trois doublets. Plus il y a de doublets partagés, plus la liaison est généralement courte et forte.

Il faut aussi distinguer liaison covalente apolaire et liaison covalente polaire. Si deux atomes attirent les électrons avec une intensité comparable, le partage est équilibré. Si l'un des deux attire davantage les électrons, le doublet liant est déplacé vers lui : la liaison devient polaire. Cette notion dépend de l'électronégativité, c'est-à-dire la capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison.

Une liaison covalente polaire n'est pas une liaison ionique. Dans une liaison covalente polaire, les électrons sont partagés de manière déséquilibrée ; dans une liaison ionique, on raisonne plutôt en transfert d'électron et attraction entre ions.

Les exceptions à l'octet ne doivent pas faire oublier que la règle reste un outil très utile. L'hydrogène ne cherche que 2 électrons. Le bore peut former des composés déficitaires en électrons comme BF₃. Le phosphore ou le soufre peuvent parfois dépasser 8 électrons dans certaines représentations de Lewis, par exemple dans PCl₅ ou SF₆.

Ces exceptions ne signifient pas que la règle de l'octet est fausse, mais qu'elle est une approximation pédagogique. Elle permet de comprendre rapidement les molécules simples, avant d'aller vers des modèles plus fins comme les orbitales moléculaires, qui seront abordés dans un autre cours.

Une liaison ionique se comprend comme une attraction électrostatique entre ions de charges opposées. Elle apparaît typiquement entre un métal, qui tend à perdre un ou plusieurs électrons, et un non-métal, qui tend à les gagner. Le métal devient un cation positif, tandis que le non-métal devient un anion négatif.

L'exemple classique est le chlorure de sodium NaCl. Le sodium possède un électron de valence qu'il perd facilement pour devenir Na⁺. Le chlore possède sept électrons de valence et gagne un électron pour devenir Cl⁻. Une fois ces ions formés, ils s'attirent fortement parce que leurs charges sont opposées.

Il faut cependant éviter d'imaginer NaCl comme une petite molécule isolée "Na–Cl" comparable à HCl. À l'état solide, NaCl forme un réseau cristallin ionique : chaque ion Na⁺ est entouré de plusieurs ions Cl⁻, et chaque ion Cl⁻ est entouré de plusieurs ions Na⁺. La stabilité du solide vient de l'ensemble du réseau, pas d'une seule liaison isolée.

L'énergie réticulaire correspond à l'énergie associée à la formation ou à la séparation de ce réseau ionique. Plus les ions sont fortement attirés, plus le réseau est stable, et plus il faut fournir d'énergie pour le rompre. Cette énergie dépend surtout de la charge des ions et de leur distance.

Dans cette relation qualitative, deux idées sont essentielles. D'abord, des charges plus élevées augmentent fortement l'attraction : Mg²⁺ et O²⁻ forment un réseau beaucoup plus fortement stabilisé que Na⁺ et Cl⁻. Ensuite, des ions plus petits peuvent s'approcher davantage, ce qui augmente aussi l'attraction.

Cette forte attraction explique plusieurs propriétés des solides ioniques. Ils ont souvent des points de fusion élevés, car il faut beaucoup d'énergie pour désorganiser le réseau. Ils sont généralement durs mais cassants : si une contrainte décale les couches d'ions, des ions de même charge peuvent se retrouver face à face, ce qui provoque une répulsion et une fracture du cristal.

La comparaison entre NaCl, HCl et H₂O permet de clarifier trois niveaux souvent confondus. NaCl est un composé ionique : il repose sur des ions Na⁺ et Cl⁻ organisés en réseau. HCl possède une liaison covalente polaire : H et Cl partagent un doublet, mais le chlore attire davantage les électrons. H₂O possède deux liaisons O–H polaires, mais sa polarité globale dépend aussi de sa géométrie coudée.

Une molécule peut contenir des liaisons polaires sans être ionique. Le critère décisif n'est pas seulement l'existence de charges partielles, mais la nature du lien : partage polarisé dans une covalente polaire, ions attirés dans un composé ionique.

La formule brute d'une molécule ne suffit pas à connaître sa forme. H₂O indique qu'il y a deux hydrogènes et un oxygène, mais ne dit pas directement que la molécule est coudée. La géométrie dépend de l'organisation des doublets électroniques autour de l'atome central.

La théorie VSEPR, aussi appelée théorie de Gillespie, repose sur une idée simple : les doublets électroniques se repoussent entre eux. Autour d'un atome central, les doublets liants et non liants adoptent donc une disposition qui les éloigne au maximum les uns des autres. Cette théorie permet de prévoir rapidement les formes des molécules simples.

On commence par compter les domaines électroniques autour de l'atome central. Un domaine peut être une liaison simple, une liaison double, une liaison triple ou un doublet non liant. Dans la géométrie VSEPR de base, une liaison multiple compte comme un seul domaine, car elle occupe une direction principale autour de l'atome central.

Il faut ensuite distinguer la géométrie électronique, qui tient compte de tous les domaines électroniques, et la géométrie moléculaire, qui décrit seulement la position des atomes. Les doublets non liants influencent fortement la forme, mais ils ne sont pas visibles comme des atomes dans la géométrie moléculaire.

Pour CH₄, le carbone est l'atome central. Il forme quatre liaisons simples C–H et ne porte aucun doublet non liant. Il y a donc quatre domaines électroniques autour du carbone. Pour éloigner au maximum quatre domaines, la molécule adopte une géométrie tétraédrique, avec des angles proches de 109,5°.

Pour NH₃, l'azote est central. Il forme trois liaisons N–H et conserve un doublet non liant. Il y a donc quatre domaines électroniques au total, comme dans CH₄, mais seulement trois atomes liés. La géométrie électronique est tétraédrique, tandis que la géométrie moléculaire est pyramidale trigonale. Le doublet non liant repousse les liaisons et comprime légèrement les angles H–N–H.

Pour H₂O, l'oxygène est central. Il forme deux liaisons O–H et possède deux doublets non liants. Il y a encore quatre domaines électroniques au total, donc une organisation électronique de type tétraédrique. Mais comme seuls deux domaines correspondent à des atomes liés, la géométrie moléculaire est coudée. Les deux doublets non liants repoussent fortement les liaisons O–H, ce qui réduit l'angle H–O–H à environ 104,5°.

NH3 > H2O.\n\n- CH4 : environ 109,5°\n- NH3 : environ 107°\n- H2O : environ 104,5°", answers: [ { id: "A", text: "CH4 > NH3 > H2O", correct: true, explanation: "Exact : 109,5° puis 107° puis 104,5° environ." }, { id: "B", text: "H2O > NH3 > CH4", explanation: "Non : H2O a l'angle le plus petit à cause de ses deux doublets non liants." }, { id: "C", text: "CH4 = NH3 = H2O", explanation: "Non : les trois ont 4 domaines électroniques, mais pas la même géométrie moléculaire." }, ], }, ]} />

La diminution progressive de l'angle de CH₄ vers NH₃ puis H₂O s'explique par la répulsion plus forte des doublets non liants. Un doublet non liant est plus concentré autour de l'atome central qu'un doublet liant, car il n'est pas partagé entre deux noyaux. Il occupe donc plus d'espace électronique et repousse davantage les doublets voisins.

Avec 4 domaines électroniques autour de l'atome central : CH₄ est tétraédrique, NH₃ est pyramidale trigonale, H₂O est coudée. La différence vient du nombre de doublets non liants.

<figure className="not-prose my-5"> <img src="https://monyrhcjkkmrreksgxqn.supabase.co/storage/v1/object/public/course-images/native-slots/39ab81bf-eb59-4971-afbd-3871437b75c6/a7621e06-efd0-4712-90a2-457d537af84f/1779203950491-Image-Liaisons-Chimiques-Mai-19-2026-1-.png" alt="Comparaison des géométries VSEPR de CH4 tétraédrique, NH3 pyramidale trigonale et H2O coudée avec doublets non liants visibles" /> </figure>

Il existe d'autres géométries VSEPR importantes. Avec deux domaines électroniques, la disposition est linéaire. Avec trois domaines, elle est trigonale plane. Avec quatre domaines, elle est tétraédrique au niveau électronique. Le nom final de la molécule dépend ensuite du nombre de doublets non liants.

Cette géométrie n'est pas un détail esthétique : elle détermine directement la polarité globale, les interactions entre molécules et certaines propriétés physiques. Deux molécules ayant des liaisons polaires peuvent avoir des polarités globales différentes si leur géométrie n'organise pas les dipôles de la même manière.

Une liaison est polaire lorsqu'un atome attire plus fortement les électrons que l'autre. L'atome le plus électronégatif porte alors une charge partielle négative, notée δ−, tandis que l'autre porte une charge partielle positive, notée δ+. Cette séparation partielle des charges crée un dipôle de liaison.

Le moment dipolaire est une grandeur vectorielle : il possède une intensité, une direction et un sens. Cette idée de vecteur est essentielle, car les dipôles des différentes liaisons d'une molécule peuvent s'additionner ou se compenser. Une molécule n'est donc pas polaire uniquement parce qu'elle contient des liaisons polaires.

La polarité globale dépend de deux paramètres : la polarité des liaisons et la géométrie moléculaire. Si les liaisons sont polaires mais disposées de manière parfaitement symétrique, les dipôles peuvent s'annuler. À l'inverse, si la géométrie est asymétrique, les dipôles ne se compensent pas, et la molécule devient polaire.

L'exemple de CO₂ est très pédagogique. Chaque liaison C=O est polaire, car l'oxygène est plus électronégatif que le carbone. Pourtant, la molécule CO₂ est linéaire : les deux dipôles sont opposés et de même intensité. Ils se compensent, donc CO₂ est globalement apolaire.

Dans H₂O, les deux liaisons O–H sont polaires, avec des dipôles dirigés vers l'oxygène. Comme la molécule est coudée, ces deux dipôles ne s'annulent pas. Leur somme donne un moment dipolaire global dirigé vers la région de l'oxygène. H₂O est donc une molécule polaire.

Dans CH₄, les liaisons C–H sont très peu polarisées et disposées de manière tétraédrique symétrique. Les faibles dipôles se compensent globalement. La molécule est donc considérée comme apolaire. Dans NH₃, les liaisons N–H sont polaires et la forme pyramidale empêche la compensation complète : NH₃ est polaire.

Une molécule peut être polaire sans être chargée. H₂O est globalement neutre, mais polaire. À l'inverse, une charge nette signifie que la molécule ou l'ion possède un excès global de charges positives ou négatives.

La comparaison entre HCl et H₂O illustre bien la différence entre une polarité simple et une polarité dépendante de la géométrie. HCl est diatomique : il n'y a qu'une liaison, donc si cette liaison est polaire, la molécule est polaire. H₂O contient deux liaisons polaires : il faut alors regarder leur orientation dans l'espace.

Dans une molécule très symétrique, les dipôles peuvent s'annuler même si chaque liaison prise séparément est polaire. C'est le cas de CO₂, mais aussi de certaines molécules tétraédriques symétriques comme CCl₄. Les liaisons C–Cl sont polaires, mais la géométrie tétraédrique symétrique annule le moment dipolaire global.

<figure className="not-prose my-5"> <img src="https://monyrhcjkkmrreksgxqn.supabase.co/storage/v1/object/public/course-images/native-slots/39ab81bf-eb59-4971-afbd-3871437b75c6/2c6706ca-6904-4143-8acf-d6a11a0a6a9f/1779204572912-Image-Liaisons-Chimiques-Mai-19-2026-2-.png" alt="Schéma comparant l'annulation des dipôles dans CO2 linéaire et l'addition des dipôles dans H2O coudée" /> </figure>

Pour raisonner proprement, il faut donc suivre un ordre fixe. D'abord, identifier les liaisons polaires à partir de l'électronégativité. Ensuite, déterminer la géométrie avec Lewis et VSEPR. Enfin, additionner mentalement les dipôles en tenant compte de la symétrie.