Complément - Chapitre 1 Notions fondamentales Modèle de Gillespie (angles de liaisons dans une molécule) En gardant à l’esprit que les doublets d’électrons, les liaisons simples, les liaisons doubles et les liaisons triples sont constitués d’électrons, il est logique que la molécule tende à obtenir un maximum de stabilité en éloignant le plus possible les nuages électroniques pour minimiser les répulsions, ce qui mène à diverses géométries moléculaires. Cette théorie élaborée vers 1957 par le chimiste canadien Ronald James Gillespie (1924-… ), porte le nom de théorie RPEV (Répulsion des Paires d’Électrons de Valence). Ce système tente d’estimer la disposition des liaisons et des doublets d’électrons libres autour d’un atome en prenant soin de considérer la répulsion des nuages électroniques (voir le tableau 1A). Ainsi, si vous prenez un crayon dans chaque main (représentant chacun un nuage électronique) et que vous tentez de les éloigner le plus possible l’un de l’autre, comment les placerez-vous ? Il vous faudra évidemment les placer à 180 ˚ l’un de l’autre, en ligne droite. Dans le cas des atomes d’une molécule, ceux-ci sont entourés de groupements d’électrons de valence ou de paquets d’électrons qui se repoussent et cherchent à se placer le plus loin possible les uns des autres. Pour des atomes qui possèdent deux groupements d’électrons 1 autour d’eux, leur géométrie est linéaire, les paquets d’électrons étant disposés à 180 ˚ l’un de l’autre. Les atomes possédant trois groupements d’électrons autour d’eux auront une géométrie triangulaire plane, avec des angles de 120 ˚. Les atomes possédant quatre groupements (et plus) sont toutefois plus complexes à représenter puisque l’on doit tenir compte de la troisième dimension. Dans ce cas, les quatre groupements d’électrons entourant un atome sont placés à 109,5 ˚ l’un de l’autre pour minimiser la répulsion électronique ; une géométrie tétraédrique est alors observée. Tableau 1.a Théorie RPEV de la géométrie moléculaire des composés chimiques Nombre de paquets (doublets libres et liants) Géométrie moléculaire Angle de liaison 2 Linéaire 180 3 Triangulaire plane Représentation structurale 180 ο X 120 ο X 120 109,5 ο 4 Tétraédrique 109,5 X 1 Un groupement (groupe ou paquet) d’électrons peut être un doublet libre d’électrons, une liaison simple, une liaison double ou une liaison triple. Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 1 Remarque : En chimie organique, pour simplifier, il est acceptable et courant de considérer que le méthane (CH4), l’ammoniac (NH3) et l’eau (H2O) sont des molécules ayant une géométrie tétraédrique, sans tenir compte de la forme pyramidale à base triangulaire (NH3) ou de la forme angulaire (H2O) des molécules ayant des doublets d’électrons libres. Pour dessiner une structure en trois dimensions, il faut porter attention à chacun des atomes constituant la molécule ou l’ion en déterminant tout d’abord le nombre de paquets d’électrons autour de chacun. Ensuite, il faut dessiner la géométrie moléculaire adéquate pour chaque atome avec les bons angles et les bons traits. Un petit truc afin de faciliter l’écriture chimique en trois dimensions : identifiez votre chaîne principale et dessinez-la dans le plan, en forme de zigzag. Les molécules sont en continuel mouvement dans l’espace. Par conséquent, les formes géométriques peuvent être dessinées sous plusieurs angles (voir la figure 1.a). Figure 1.a Diverses représentations tridimensionnelles du méthane a) Dans une structure 3D, les traits pleins reposent dans le plan de la page (C et H de la liaison C-H sont situés dans un même plan). Les biseaux hachurés se dirigent derrière le plan de la feuille (H de la liaison C H se dirige derrière le plan). Les biseaux pleins se dirigent vers l’avant du plan de la feuille (H de la liaison C H est à l’avant du plan). b) Le modèle à boules et bâtonnets met l’accent sur les liaisons qui relient les atomes. c) Le modèle compact souligne l’espace occupé par les atomes. d) La représentation du potentiel électrostatique illustre la distribution des électrons au sein d’une molécule. La couleur rouge est caractéristique d’une charge partielle négative et le bleu représente une charge partielle positive. a) H 109,5 C H H H H o H ou H H 109,5o C ou H b) H C 109,5o H H c) Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 2 d) Exemple 1 Dessinez la structure tridimensionnelle de la molécule CH2(OH)CH2CH=CH2. Solution La première étape consiste à dessiner la structure de Lewis pour bien prendre conscience des doublets d’électrons libres et des liaisons autour de chaque atome. Ensuite, numérotez la chaîne principale afin de bien identifier chaque atome. H O H H C C H H 1 H 2 C H C 3 4 H L’oxygène est entouré de quatre paquets d’électrons, dont deux liaisons simples et deux doublets d’électrons libres. La géométrie moléculaire est tétraédrique. Les carbones C1 et C2 possèdent quatre liaisons simples. Une géométrie tétraédrique est alors observée autour de ces atomes. Les carbones C3 et C4 possèdent trois paquets d’électrons (deux liaisons simples et une liaison double), qui sont positionnés pour respecter une géométrie triangulaire plane. Schéma : C3 C1 + + O + + C4 C2 Géométrie tétraédrique Géométrie triangulaire plane Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 3 La molécule en trois dimensions se dessine donc ainsi : H H H H C1 C3 C2 O H H C4 H H Exercice 1.a Dessinez la structure tridimensionnelle des composés suivants : a) CH3-C≡C-NH-CH3 b) CH3OCH2CO2CH3 c) NH2CH=C=CH-CHCl2 Solutionnaire de l’exercice du complément 1.a Rappelons qu’il est possible de représenter plusieurs structures en trois dimensions et qu’un modèle moléculaire s’avère fort utile pour comparer vos réponses avec celles du solutionnaire. a) H H C H C C Il est également tout à fait correct de représenter cet hydrogène vers l'arrière et le doublet libre d'électrons vers l'avant. N C H H H H O H H N b) H O C C H H C H C O H H H Le doublet libre d'électrons peut aussi être représenté par un lobe (une orbitale) dans lequel on retrouve deux flèches (les électrons de spins opposés). c) H C C H H N C Cl Cl C H Chapitre 1 – Complément © 2008 Les Éditions de la Chenelière inc. 4