Document  N° 03

Géométrie des molécules. Méthode VSEPR. Cours.

 

Moteur de Recherche sur le site   

Recherche personnalisée

Mode d'emploi  

Recherche générale

Google
Entrez les termes que vous recherchez.

Envoyer un formulaire de recherche      

 

 I- Le modèle de Lewis.

1)- Formule électronique d’un atome.

2)- Représentation de Lewis des atomes. Schéma de Lewis.

3)- Représentation de Lewis des molécules.

4)- Insuffisance du modèle de Lewis.

II- La méthode VSEPR.

1)- But de la méthode.

2)- Principe de la méthode :

III- Molécules de type AXn avec liaisons simples.

1)- La méthode VSEPR.

2)- Applications :

IV- Molécules de type AXn avec liaisons multiples.

1)- La méthode VSEPR.

2)- Exemples de molécules :

V- Molécules de types AXnEp.

1)- Méthode VSEPR.

2)- Cas importants.

3)- Exemples de molécules et d’ions.

 
   
 

 


 

I- Le modèle de Lewis.

1)- Formule électronique d’un atome.

    Le principe de Pauli

-     Une couche électronique de nombre quantique n contient au maximum 2 n2 électrons.
-     Les électrons d’un atome dans son état fondamental (état le plus stable) remplissent les couches de plus basse énergie.
-     Ordre de remplissage :

Nombre quantique n

1

2

3

4

5

6

7

Couche

K

L

M

N

O

P

Q

-     Ainsi la couche K ne peut contenir au plus que : 2 électrons.
-     La couche L, 8 électrons,
-     Et la couche M, 18 électrons (Pour le moment, on se limite à 8 électrons sur la couche M et la couche N).
-     Les électrons de l’atome remplissent progressivement les différentes couches électroniques.
-     Une couche électronique est saturée lorsqu’elle contient son nombre maximal d’électrons.
-     Les électrons se placent d’abord dans la couche K,
-     Puis quand celle-ci est saturée à 2 électrons, ils remplissent la couche L.
-     Quand la couche L est saturée à 8 électrons, ils remplissent la couche M.
-     L’état de l’atome obtenu en utilisant ce principe de remplissage est appelé : l’état fondamental.
-     Représentation sur un axe :

 

    Formule électronique de quelques atomes :

Atome

Symbole

Numéro atomique

Structure électronique

Carbone

C

Z = 6

K 2 L 4

Sodium

Na

Z = 11

K 2 L 8 M 1

Calcium

Ca

Z = 20

K 2 L 8 M 8 N 2

2)- Représentation de Lewis des atomes. Schéma de Lewis.

    La représentation de Lewis schématise la structure électronique externe, on parle aussi de couche de valence.

    Règles :

Les électrons appariés sont représentés par des tirets  

Les électrons célibataires sont représentés par des points  

Le nombre d’électrons célibataires donne la valence de l’atome.

    Schéma de Lewis des premiers atomes :

 

    Valence d’un atome :

-     L’atome d’hydrogène  possède 1 électron célibataire : il est monovalent.
-     L’atome d’oxygène  possède 2 électrons célibataires : il est divalent.
-     L’atome d’azote  possède 3 électrons célibataires : il est trivalent.
-     L’atome de carbone  possède 4 électrons célibataires : il est tétravalent.

3)- Représentation de Lewis des molécules.

    La liaison covalente :

-     C’est une liaison forte et dirigée. Elle résulte de la mise en commun de deux électrons entre deux atomes.

    Règles de l’octet :

-     Un atome cherche toujours à acquérir la configuration électronique la plus stable qui est celle du gaz rare le plus proche dans la classification périodique.

*     Pour acquérir une structure électronique en octet, les atomes peuvent :

-     Gagner ou perdre des électrons pour former des ions.
-     Former des liaisons covalentes par la mise en commun d’une ou plusieurs paires d’électrons.
-     Remarque :
-     Les paires d’électrons sont appelés doublets de liaisons, on les représente par un tiret entre les deux atomes

    Exemples :

-     La molécule de dichlore Cl2.

La molécule de dichlore Cl2

Mise en commun

 

Schéma de Lewis

 

-     La molécule d’eau H2O.

La molécule d’eau H2O

Mise en commun

 

Schéma de Lewis

 

-     La molécule de dioxyde de carbone CO2.

La molécule de dioxyde de carbone CO2

Mise en commun

 

Schéma de Lewis

 

    Remarques :

-     Les paires d’électrons liées sont engagés dans une liaison covalente. On parle aussi de paires liantes ou de doublets liants.
-     Les paires d’électrons libres ne sont pas engagés dans une liaison covalente. Elles sont attachées à un seul atome. On parle de paires non liantes ou de doublets non liants.

4)- Insuffisance du modèle de Lewis.

-     La formule de Lewis ne rend pas compte de la géométrie des molécules et du caractère dirigé des liaisons covalentes.

II- La méthode VSEPR.

1)- But de la méthode.

-     C’est une méthode assez récente (1960) que l’on doit à Ronald J. GILLEPSIE (chimiste canadien)
-     Le sigle est l’abréviation de VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION
-     C’est-à-dire répulsion des paires d’électrons de la couche de valence.

*     La méthode VSEPR permet, après analyse du schéma de Lewis, de prévoir la géométrie des molécules ou ions simples.

*     Elle s’applique à des molécules ou des ions du type :

AXnEp

-     A désigne l’atome central qui est lié à n atomes X et qui possède p paires d’électrons libres (ou p doublets non liants).

    Exemples :

La molécule de

dioxyde de carbone

CO2

 

*           Atome cental A : atome de carbone C

*           Il engage 2 liaisons doubles avec 2 atomes d’oxygène O  : n = 2

*           L’atome central C ne possède pas de paires libres : p = 0.

 

Schéma de Lewis

Type : AX2

 

La molécule

d’eau H2O

*           Atome cental A : atome d’oxygène O

*           Il engage 2 liaisons simples avec 2 atomes d’hydrogène H : n = 2

*           L’atome central O possède 2 paires libres : p = 2.

 

Schéma de Lewis

Type : AX2E2

-     Représentation schématique :

 

2)- Principe de la méthode :

*     La géométrie d’une molécule ou d’un ion dépend du nombre total de paires d’électrons (doublets d’électrons) de la couche de valence de l’atome central A.

*     Les paires d’électrons de la couche de valence de l’atome central se disposent de façon à ce que leurs répulsions mutuelles soient minimales (c’est-à-dire que leurs distances soient maximales)

III- Molécules de type AXn avec liaisons simples.

1)- La méthode VSEPR.

-     Tableau :

Type de molécule

AX2

AX3

AX4

Nombre de paires

liantes d’électrons

2

3

4

Géométrie

de la molécule

Atome central digonal

X — A — X

Molécule linéaire

Atome central trigonal

 

Molécule trigonale plane

Atome central tétragonal

 

Molécule tétraédrique

2)- Applications :

a)-   Donner la géométrie des molécules suivantes : BeCl2, BF3, CH4.

*     Pour appliquer la méthode VSEPR :

-     On compte les paires liantes de la couche de valence de l’atome central en s’aidant de la formule de Lewis
-     On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion en s’aidant du tableau.

BeCl2

Mise en commun

 

Schéma de Lewis

 

Formule développée

 

Géométrie de la molécule

 

Molécule linéaire

Be – Cl = 225 pm

α = 180 °

Type : AX2

 

BF3

Mise en commun

 

Schéma de Lewis

 

Formule développée

 

Géométrie de la molécule

 

B – F = 129 pm

α = 120 °

Type : AX3

 

CH4

Mise en commun

 

Schéma de Lewis

 

Formule développée

 

Géométrie de la molécule

 

C – H = 109 pm

α = 109°28’

Type : AX4

b)-  Écrire la formule de Lewis de l’ion ammonium. Proposer une structure géométrique pour cet ion (VSEPR).

NH4+

Schéma de Lewis de chaque atome :

 

 

L’atome d’azote a perdu un électron :

 

Formule développée

 

Géométrie de la molécule

 

 

N – H = 101 pm

α = 109°28’

Type : AX4

c)-   Écrire la formule de la molécule éthane C2H6. Proposer une structure géométrique pour cette molécule (VSEPR).

C2H6

Schéma de lewis de chaque atome :

 

 

Formule développée

 

Géométrie de la molécule :

 

On prend individuellement chaque atome de carbone.

 

La molécule est de type AX3X’ analogue à AX4.

Chaque atome de carbone est tétraédrique, mais le tétraèdre formé est irrégulier.

 

C – H = 109 pm

C – C = 153 pm

 

α = 109°28’

Type : AX4

-     Remarque : ces caractéristiques se retrouvent dans tous les alcanes :
-     Carbone tétragonal
-     Angle entre 2 liaisons 109°28’

d)-  Conclusion :

*     Une molécule de type AXnYm a une structure géométrique semblable à celle d’une molécule de type AXn+m

*     La méthode s’applique également aux ions polyatomiques.

IV- Molécules de type AXn avec liaisons multiples.

1)- La méthode VSEPR.

*     On compte le nombre de liaisons entourant l’atome central, chaque liaison multiple comptant comme une liaison simple.

*     On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion conditionnée par la répulsion minimale.

    Remarque :

-     Une liaison multiple est toutefois plus répulsive qu’une simple liaison.
-     Une triple liaison est plus répulsive qu’une double liaison.
-     Les angles formés par des doubles liaisons sont plus grands que ceux formés par des simples liaisons.

2)- Exemples de molécules :

a)-   Donner la représentation de Lewis de la molécule de dioxyde de carbone. Donner son type et sa géométrie.

La molécule de

dioxyde de carbone

CO2

 

Schéma de Lewis de la molécule :

 

 

Géométrie de la molécule

 

Molécule linéaire

Type : AX2

b)-  Donner la représentation de Lewis de la molécule de d’éthène. Donner son type et sa géométrie.

-     On prend individuellement chaque atome de carbone comme atome central.

 

La molécule de

dioxyde de carbone

C2H4

 

Schéma de Lewis de la molécule :

 

Géométrie de la molécule

On prend individuellement chaque atome de carbone comme atome central. On fait la même chose pour chaque atome de carbone.

Le type est AX2X’ qui est analogue à AX3 pour chaque atome de carbone.

Chaque atome de carbone est trigonal.

Type : AX3 pour chaque atome de carbone

    Insuffisance du modèle :

-     La méthode VSEPR ne permet pas de déterminer complètement la géométrie de la molécule.
-     L’association de et peut donner :

1

 

ou

2

 

-     L’étude stéréochimique montre que la molécule est plane. 

Géométrie de la molécule

 

α = 117,4°

β = 121,3°

C – H = 109 pm

C = C = 134 pm

    Les caractéristiques géométriques obtenues avec l’éthène se retrouvent dans tous les alcènes.

-     Les 2 atomes de carbones doublement liés sont trigonaux,
-     Les angles sont voisins de 120 ° pour les atomes trigonaux.

V- Molécules de types AXnEp.

1)- Méthode VSEPR.

*     On compte le nombre total de paires d’électrons liés et libres entourant l’atome central sans les différencier.

*     On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion conditionnée par la répulsion minimale.

*     Une paire d’électrons libres est plus répulsive qu’une paire d’électrons liés.

-     L’angle entre deux paires libres est plus grand que l’angle entre deux paires liantes.

2)- Cas importants.

Paires libres p

1

2

1

Type de molécules

AX3E1

AX2E2

AX2E1

Géométrie

 

 

Ou

 

 

Angle

α < 109,5 °

α < 109,5 °

β < 120 °

Structure

Pyramidale trigonale

Angulaire ou coudée

Structure angulaire

3)- Exemples de molécules et d’ions.

-     Donner la représentation de Lewis des molécules et ions suivants :
-     H2O, H3O+, OH, NH3, CO32–, de l’ozone O3,
-     Donner le type et en déduire la géométrie.

La molécule d’eau

H2O

Schéma de Lewis de la molécule :

 

 

 

Géométrie de la molécule

Arrangement tétraédrique

 

Molécule coudée

α < 109,5 °

α ≈ 104,5 °

Type : AX2E2

 

L’ion oxonium

H3O+

Schéma de Lewis

de l’ions :

 

Géométrie de l’ion

Arrangement tétraédrique

 

L’oxygène est tétraédrique

L’ion oxonium a une structure

Pyramidale à base triangulaire

α < 109,5 °

α ≈ 107,5 °

Type : AX3E

 

L’ion carbonate CO32–

Schéma de Lewis :

 

Géométrie

 

Forme triangulaire plane

Carbone trigonal

Type : AX3

 

La molécule d’ozone

O3

Schéma de Lewis :

La règle de l’octet n’est pas vérifiée pour l’atome d’oxygène central

 

La règle de l’octet est vérifiée pour tous les atomes d’oxygène

Géométrie

Forme triangulaire plane

Oxygène trigonal

 

α ≈ 120 °

Type : AX2E1

-     Déterminer la représentation de Lewis de la molécule d’acide méthanoïque CH2O2.
-     En déduire sa géométrie à l’aide de la méthode VSEPR.

 

La molécule d’acide méthanoïque CH2O2

Schéma de Lewis :

 

Géométrie

L’atome de carbone joue un rôle central

Carbone trigonal

 

L’atome d’oxygène 2 est tétraédrique

α ≈ 120 °

β ≈ 105 °

Type de l’atome de carbone central  : AX3

Type de l’atome d’oxygène 2 : AX2E2