L'eau \( H_2O \) et le dioxyde de carbone \( CO_2 \) sont tous deux des molécules triatomiques. Leurs similitudes vont encore plus loin : elles sont toutes deux partiellement formées d'oxygène et contiennent toutes deux des liaisons covalentes.
Cependant, leurs molécules ont une forme très différente. Alors que les atomes du dioxyde de carbone sont maintenus en ligne droite, l'eau est une molécule courbée.
Pour en comprendre la raison, nous devons nous pencher sur la géométrie des molécules.
- Ce résumé de cours porte sur la géométrie des molécules.
- Tout d'abord nous allons définir l'hybridation.
- Ensuite, nous examinerons les types d'hybridation.
- Nous explorerons la géométrie des molécules.
- Nous aborderons les angles des molécules.
- Nous présenterons un tableau de géométrie des molécules.
- Enfin, nous verrons les applications sur la géométrie des molécules.
Hybridation et géométrie des molécules
Dans le schéma de Lewis, la liaison covalente est définie par un doublet d'électrons partagé entre les deux atomes liés. Ces électrons appartiennent aux couches de valence des atomes car seuls les électrons de ces couches contribuent à la formation des liaisons.
La forme de certaines molécules poly atomiques, déterminée expérimentalement, ne correspond pas à celle prédite à partir de la superposition des orbitales atomiques.
Pour la molécule \( H_2O \) , on découvre expérimentalement que les deux liaisons \( O-H \) sont parfaitement identiques et forment un angle de \( 104,5° \) .
Fig.1- géométrie de l'eau
Ou à partir des configurations électroniques des deux atomes \( H \) et \( O \) .
\( H : 1s^1 \)
\( O : 1s^2, 2s^2, 2p^4 \)
Le recouvrement conduisant à cette molécule, doit avoir lieu entre l'orbitale \( 1s \) de chaque atome \( H \) et une orbitale \( 2p \) de l'atome \( O \) . Ceci devrait conduire à un angle entre les deux liaisons égal à \( 90° \) .
C'est quoi l'hybridation ?
Les orbitales hybrides sont des orbitales atomiques qui résultent de la combinaison de plusieurs orbitales atomiques pures dans un atome donné.
Il faut noter que
- l'hybridation concerne généralement les orbitales atomiques de valence.
- Le nombre d'orbitales hybrides formées est égal au nombre d'orbitales atomiques combinées (ou hybrides).
- Les orbitales hybrides sont identiques, mais elles ont des sens différents.
- Les orbitales hybrides donnent toujours des orbitales de liaison sigma \( \sigma \) par recouvrement axial.
Trois types d'hybridation des orbitales atomiques \( s \) et \( p \) seront exposés : hybridation \( sp^3, sp^2 \) et \( sp \) .
Hybridation \( sp^3 \)
La combinaison d'une orbitale \( s \) et de trois orbitales \( p (p_x, p_y \space et \space p_z) \) donne quatre orbitales hybrides identiques appelées chacune \( sp^3 \) . Leurs axes sont orientés vers les quatre sommets d'un tétraèdre régulier et forment entre eux des angles de \( 109,5° \) .
Hybridation \( sp^2 \)
La combinaison d'une orbitale s et de deux orbitales \( p ( p_y \space et \space p_z ) \) par exemple donne trois orbitales hybrides identiques appelées chacune \( sp^2 \) . Leurs axes sont orientés vers les trois sommets d'un triangle équilatéral et forment entre eux des angles de \( 120° \) .
Hybridation \( sp \)
La combinaison d'une orbitale \( s \) et d'une orbitale \( p \) (par exemple \( p_y \) ) donne deux orbitales identiques appelées chacune \( sp \) . Leurs axes sont combinés et forment entre eux un angle de \( 180° \) .
Géométrie des molécules : VSEPR
La théorie de la répulsion des paires d'électrons de la couche de Valence, ou VSEPR, est un modèle utilisé en chimie pour prédire la forme des molécules.
Il faut savoir que les électrons ont tendance à se déplacer par paires. En effet, les orbitales, qui sont des régions de l'espace où se trouvent les électrons dans \( 95 \% \) des cas, ne peuvent contenir que deux électrons au maximum. Les électrons étant des particules chargées, les paires d'électrons se repoussent mutuellement et essaient de s'éloigner le plus possible les unes des autres. La couche externe d'électrons d'un atome est appelée couche de valence. Comme les électrons de valence d'une molécule covalente simple sont les électrons liés, la répulsion des paires d'électrons détermine la position des liaisons. Cela détermine la géométrie de la molécule.
VSEPR affirme que les paires d'électrons se repoussent toutes et tentent de prendre des positions aussi éloignées que possible les unes des autres, afin de minimiser la répulsion. Il utilise simplement notre connaissance du comportement des électrons pour prédire la forme des composés covalents simples.
Consulte le résumé de cours Liaison covalente et dative pour te rappeler comment les atomes partagent les électrons afin d'obtenir des configurations électroniques stables.
Géométrie des molécules : angles
Si toutes les paires d'électrons de valence d'un atome sont liées, elles vont toutes se repousser mutuellement. Les liaisons sont donc espacées de la même manière. Le nombre de paires d'électrons liés affecte la géométrie de la molécule et l'angle entre les paires de liaison.
Examinons quelques-unes des formes les plus courantes. Toutefois, il faut garder à l'esprit que ces règles ne s'appliquent qu'aux molécules sans paires d'électrons solitaires. Les paires d'électrons solitaires sont des paires non partagées qui ne sont pas liées par covalence. Nous étudierons leur effet plus en détail ultérieurement.
Linéaire
Si une molécule ne possède que deux paires d'électrons liés (et aucune paire isolée), elle forme une molécule linéaire. L'exemple le plus simple est le chlorure de béryllium, \( BeCl_2 \) . Bien que le béryllium soit un métal, il peut se lier de manière covalente au chlore. Le béryllium ne possède que deux électrons dans sa couche de valence et forme donc deux liaisons. Les paires d'électrons se repoussent de manière égale, ce qui donne un angle de \( 180° \) entre les deux liaisons.
Fig.3- chlorure de béryllium
Plane trigonale
Les molécules comportant trois paires d'électrons liées sont dites planes trigonales. Cela s'explique par le fait que l'angle de liaison entre chaque liaison est de \( 120° \) et que les liaisons sont donc à plat sur un plan. On peut empiler les molécules les unes sur les autres comme des feuilles de papier.
Le trichlorure de bore \( BCl_3 \) en est un exemple.
Fig.4- Trichlorure de bore.
Tétraédrique
Les molécules avec quatre paires d'électrons liées et sans paires solitaires forment une forme tétraédrique. Il s'agit d'une pyramide régulière à base de triangles. Tous les angles de liaison sont de \( 109,5° \) .
Par exemple, le carbone du méthane \( CH_4 \) possède quatre électrons de valence, et chaque électron fait partie d'une paire liée de manière covalente à un atome d'hydrogène. Il s'agit d'une molécule tétraédrique.
Fig.5- Géométrie tétraédrique du méthane
Bipyramide trigonal
Les molécules comportant cinq paires d'électrons liées forment une bipyramide trigonale. Cette forme est similaire à celle d'une molécule plane trigonale mais avec deux liaisons supplémentaires maintenues à \( 90° \) s'étendant au-dessus et au-dessous du plan.
Le pentachlorure de phosphore\( (V) \) en est un bon exemple.
Fig.6- Pentachlorure de phosphore (V) Dans la molécule de Pentachlorure de phosphore \( (V) \) :Trois liaisons planes ont des angles de \( 120° \) entre elles, tandis que deux autres liaisons sont maintenues à angle droit par rapport au plan.
Octaèdre
Si une molécule possède six paires de liaisons autour d'un atome central, elle forme une structure octaédrique. Toutes les liaisons sont à angle droit les unes par rapport aux autres, comme le montre l'hexafluorure de soufre.
Fig.7- hexafluorure de soufre
La molécule d'hexafluorure de soufre a six paires d'électrons liées. Tous les angles de liaison sont de \( 90° \) .
Paires d'électrons non liantes
Tous les exemples ci-dessus utilisent des molécules qui ne possèdent pas de paires d'électrons non liantes. Tous leurs électrons de valence sont liés. Mais que se passe-t-il si une molécule possède une paire isolée ?
Prenons l'exemple d'une molécule possédant quatre paires d'électrons.
Nous savons maintenant que si tous les électrons font partie de paires de liaison, la molécule sera tétraédrique et aura des angles de liaison de \( 109,5° \) . Cependant, si l'une des paires d'électrons est en fait une paire solitaire, les angles de liaison sont réduits à \( 107° \) . Cela s'explique par le fait que les paires solitaires se repoussent plus fortement que les paires partagées, ce qui comprime les liaisons. Chaque paire d'électrons non liante dans une molécule comportant huit électrons de valence réduit l'angle de liaison de \( 2,5° \) . Ainsi, une molécule comportant deux paires de liaison et deux paires solitaires aura un angle de liaison de \( 104,5° \) .
Le tableau suivant montre la force relative de répulsion entre les combinaisons de paires d'électrons liantes et non liantes.
Fig.8- Tableau comparant la force de répulsion entre les paires d'électrons liés et non liantes
Examinons maintenant les géométries formées par les molécules avec des paires d'électrons non liantes.
Pyramide
Une molécule comportant trois paires d'électrons liés et une paire d'électrons non liantes autour d'un atome central présente un angle de \( 107° \) entre chaque liaison.
L'ammoniac \( NH_3 \) en est un exemple. L'atome d'azote contient cinq électrons de valence. Trois sont liés de manière covalente à des atomes d'hydrogène et les deux autres forment un couple d'électrons solitaires. Cette paire solitaire repousse les paires de liaison plus fortement que les paires de liaison ne se repoussent entre elles, ce qui réduit l'angle de liaison et forme une molécule pyramidale.
Fig.9- La molécule d'ammoniac
Dans la molécule d'ammoniac, l'angle de liaison est réduit de \( 2,5° \) .
En forme de V
L'angle de liaison d'une molécule comportant deux paires non liantes et deux paires liantes est encore réduit à \( 104,5° \) . Cela forme une molécule en forme de V, comme l'eau, \( H_2O \) .
Fig.10 - Une molécule d'eau en forme de V
Tableau : géométrie des molécules
Le diagramme suivant résume les différentes formes des molécules.
| Nom | Angle de liaison | Exemple | Diagramme |
Linéaire | \( 180° \) | \( BeCl_2 \) | 
|
Plane trigonale | \( 120° \) | \( BCl_3 \) | 
|
Tétraédrique | \( 109,5° \) | \( CH_4 \) | 
|
Pyramide | \( 107,5° \) | \( NH_3 \) | 
|
En forme de V | \( 104,5° \) | \( H_2O \) | 
|
Bipyramide trigonal | \( 90° \) ou \( 120° \) | \( PCl_5 \) | 
|
Octaèdre | \( 90° \) | \( SF_6 \) | 
|
Géométrie des molécules : Application
Revenons à nos molécules d'origine, l'eau et le dioxyde de carbone. Nous avons déjà découvert que l'eau a une structure en forme de V en raison de l'effet de ses paires d'électrons solitaires sur les paires de liaison. Mais quelle est la forme du dioxyde de carbone ?
En dessinant un diagramme en croix, nous pouvons voir que le dioxyde de carbone, \( CO_2 \) , possède deux doubles liaisons. Ces doubles liaisons peuvent être considérées comme des unités uniques en termes de forme. Comme les paires d'électrons des liaisons simples, ces groupes de quatre électrons voudront être aussi éloignés que possible les uns des autres. Cela forme une molécule linéaire avec un angle de liaison de \( 180° \) .
Fig.11- Le dioxyde de carbone
Bien que le dioxyde de carbone contienne quatre paires d'électrons de liaison, les paires sont disposées comme deux doubles liaisons. Chaque double liaison est considérée comme une seule unité, la molécule est donc linéaire.
Un autre exemple est le tétrafluorure de xénon, \( XeF_4 \) . Le xénon contient huit électrons dans sa couche de valence. Quatre forment des liaisons avec les atomes de fluor et quatre restent sous forme de deux paires solitaires. Cela forme ce que l'on appelle un arrangement plan carré, avec les paires solitaires à \( 180° \) l'une de l'autre, et l'angle entre les paires de liaison à \( 90° \) . Il faut noter sa similitude avec un arrangement octaédrique.
Fig. 12- Tétrafluorure de xénon
Dans la molécule de Tétrafluorure de xénon, Les paires d'électrons solitaires sont positionnées au-dessus et au-dessous du plan.
Géométrie des molécules - Points clés
- La théorie VSEPR, également connue sous le nom de théorie de la répulsion des paires d'électrons de couche de valence, stipule que les paires d'électrons se repoussent mutuellement et tentent de prendre des positions aussi éloignées que possible les unes des autres, afin de minimiser la répulsion. Cela influence la géométrie des molécules.
- Tu peux utiliser des lignes droites pour représenter les liaisons covalentes. Les lignes cunéiformes montrent une liaison qui dépasse de la page et les lignes pointillées ou en pointillés montrent une liaison qui s'étend vers l'arrière.
- Les paires d'électrons non liantes se repoussent plus fortement que les paires de liaison. Chaque paire isolée réduit l'angle de liaison de \( 2,5° \) dans les molécules à quatre paires d'électrons.
- Les formes courantes de molécules sans paires d'électrons solitaires sont les suivantes :
- Linéaire ;
- Trigonal planaire ;
- Tétraédrique ;
- Trigonal bipyramidal ;
- Octaédrique.
- Les formes courantes de molécules avec paires d'électrons solitaires sont pyramidales et en forme de V.
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