Liaison chimique et géométrie des molécules et des ions polyatomiques (2)

Liaison chimique et géométrie des molécules et des ions polyatomiques
I- Liaison covalente
Appart les atomes des éléments chimiques de la famille des gaz rares, tous les autres atomes
ont tendance à s’associer entre eux pour former des espèces plus stables appelées molécules
Molécule AB
Définition : Une liaison covalente entre 2 atomes A et B est la mise en commun d’une ou
plusieurs paires électroniques entre ces deux atomes. Chaque atome participe à la formation
de la liaison par un électron.
Exemples
Remarque: liaison covalente dative (ou de coordination)
Exemple
II- Théorie de Lewis
Lewis a remarqué que seuls les électrons externes (ou de valence) qui interviennent dans la
formation des liaisons.
1- Valence de l’atome
Définition: la valence d’un atome dans une molécule ou dans un ion polyatomique est le
nombre de paires électroniques que peut associer cet atome avec les autres atomes dans la
molécule.
Exemple
Ion permanganate MnO4-
Molécule de méthane
Quelques valences usuelles
Atome
Valence
Nom
H
1
monovalent
O
2
divalent
Cl
1
monovalent
N
3
trivalent
C
4
Tétravalent
Remarque:
La valence d’un atome correspond en général au nombre des électrons célibataires (non
appariés).
Exemple:
O (Z=8) [0]= 1s2 2s2 2p4
C(Z=6) [C]= 1s2 2s2 2p2
C* : carbone excité
2- Modèle de Lewis d’un atome
Dans ce modèle, on représente:
-
une paire électronique liante par un trait.
-
une OA vacante par une case vide.
-
Un électron par un point.
Exemples :
Bore B (Z=5) [B]= 1s2 2s2 2p1
B* [B*]= 1s2 2s1 2p2
Représentation de Lewis :
Remarque:
le modèle de Lewis est principalement utilisé pour les atomes appartenant aux blocs s et p.
Règle de stabilité :
Chaque atome tend à voir la configuration électronique externe de celle de l’élément du gaz
rare le plus proche.
Cas particuliers
Règle du duet: L’atome de l’hydrogène tend à avoir la configuration externe (1s2 ), c-à-d
celle de l’atome d’helium (He)
Règle de l’octet: L’atome tend à partager autant d’électrons externes pour s’entourer de 8
électrons externes.
Exemples
Remarques
-
La règle de l’octet est seulement respectée pour les atomes C, N, O, F
-
Les 3 premiers atomes de la 2ème ligne (Li, Be, B) sont toujours entourés d’un nombre
d’électrons externes inférieur à 8.
-
La règle de l’octet ne s’applique pas pour les atomes des éléments (Z>11), c-à-d à
partir de la 3ème ligne car pour ces atomes apparaissent dans niveau (nd) proche en
énergie des sous niveaux (ns et np) ce qui laisse prévoir plusieurs valences pour un
même élément.
Exemple: Elément soufre S
3- Représentation de Lewis d’une molécule ou d’un ion polyatomique
C’est un schéma plan qui utilise tous les électrons externes des atomes de la molécule (ou ion
polyatomique). Pour établir la représentation de Lewis, on décompte l’ensemble des électrons
externes mis en jeu dans la molécule.
Nv : nombre total des électrons externes apportés par tous les atomes de la molécule
La valeur maximale possible d’un atome = nombre d’électrons externes
Règle: le nombre de paires électroniques liantes et non laintes (libres) dans la molécule
dépend de la parité de Nv
-
Si Nv est pair: le nombre de ces paires électroniques est Nv / 2
-
Si Nv est impair: le nombre de ces paires électroniques est (Nv -1)/ 2
Exemple: PCl5
Donc le nombre de paires électroniques liantes et anti-liantes (ou libres) est 13 dans la
molécule
Exemple : NH4+
Donc le nombre de paires électroniques liantes et libres dans la molécule est 4.
Remarque:
Dans certaines représentations de Lewis, on attribue à un atome X une charge formelle qF (X)
Qui est défini par:
qF = (nv (X) – na (X))× e
nv (X) : le nombre total d’électrons externes de l’atome X seul
na (X): nombre apparent associé à l’atome X dans la molécule
na (X) = nombre de paires électroniques liantes entourant l’atome (X) + nombre de paires
électroniques libres de l’atome X) × 2
Exemples
III- Prévision de la géométrie d’une molécule (ou ion polyatomique) par la méthode de
VSERP
1- Principe de la méthode : (Gillespie)
On écrit la molécule ou l‘ion polyatomique sous la forme : AXn Ep forme de Gillespie.
A: atome central (ayant la valence la plus grande)
X: atomes identiques ou différents liés à l’atome central A
n: nombre de X liés à A
E: doublet électronique libre de l’atome central A
p: nombre de paires électronique de A
Exemple: NH3 la formule Gillespie AX3E1
Règle Gillespie: la géométrie de la molécule (AXn Ep ) est déterminer par la somme (n+p)
Forme géométriques de base:
Exemples

BeH2
Be(Z=4) [Be] = 1s2 2s2
Nv = 2+2=4 donc 2 doublets électroniques, la représentation de Lewis : H Be H
La formule de Gillespie AX2 donc la géométrie est linéaire

BF3
B (Z=5) [B] 1s2 2s2 2p1
F(Z=9) [F]= 1s2 2s2 2p5
Nv = 3+ (3*7) = 24 donc 12 doublets électroniques, la représentation de Lewis
La formule de Gillespie est AX3 et la géométrie (triangulaire).

CH4
La formule de Gillespie est AX4 et la géométrie est tétraédrique
•
H2 O
O (Z=8) [O] 1s2 2s2 2p4
H(Z=1) [H]= 1s2
Nv = 6+ 3 = 9 (impair) donc 4 doublets électroniques, la représentation de Lewis
La formule de Gillespie est AX2E2 et la géométrie (forme coudée) (tétraèdre irrégulier)
2- Répulsion des paires électroniques autours de l’atome central
Il existe une hiérarchie des répulsions mutuelles des paires : les répulsions doublets non liants
- doublets non liants sont plus fortes que les répulsions doublets non liants,
– doublet liants qui elles-mêmes sont plus fortes que les répulsions doublets liants - doublets
liants.
Ceci permet d'expliquer les différentes valeurs des angles entre les liaisons des molécules de
même géométrie.
a- Influence des doublets libres de A (atome central)
H
Angle de 109¡
N Angle de 107¡
C
H
H
H
O
H
H
Angle de 105¡
H
H
H
Interprétation: Si le nombre de doublets libres de l’atome central augmente donc l’angle
( XÂX) diminue
b- Influence de l’électronégativité de l’atome central A
NH3
HP3
Formule de Gillespie
AX3 E1
AX3 E1
Forme géométrique
Pyramide à base triangulaire
Pyramide à base triangulaire
(HNH) = 107,3°
(HPH) = 93,3°
Valeur de l’angle
Interprétation : EN(N) > EN(P) donc les doublets liants sont plus proche de N que de P
c- Influence de EN (X)
Résultat : EN(X) augmente La valeur de l’angle (XÂX) augmente.
d- Influence des liaisons multiple sur l’angle (XÂX)
Une liaison multiple (double ou triple) est plus répulsive qu’une liaison simple.
Travaux dirigés
Quiz : Vrai/Faut
L’atome de carbone (Z=6) peut établir jusqu’à 5 liaisons covalentes dans certains
édifices polyatomiques
L’atome de phosphore (Z=15) peut établir jusqu’à cinq liaisons covalentes dans
certains édifices polyatomiques
Si le nombre d’électrons de valence d’un édifice est impair, son schéma de Lewis
fera apparaitre un électron célibataire
L’enchainement des atomes peut changer d’une forme mésomère à une autre
Un édifice de type AX3E1 dans la méthode VSEPR possède une géométrie
triangulaire plane
La molécule de dioxyde de carbone de géométrie linéaire et polaire
Le fluorure d’hydrogène HF peut établir des liaisons hydrogène
Les molécules apolaires ne peuvent pas établir des liaisons de Van der Waals entre
elle
L’acide éthanoique est un solvant protique
Un ion est bien sovaté par un sovant polaire
Exercice 1 :
1- L’atome de carbone peut établir jusqu’à cinq liaisons covalentes dans certains édifices
polyatomiques.
2- L’atome de phosphore peut établir jusqu’à cinq liaisons covalentes dans certains
édifices polyatomiques.
3- C’est le nombre d’électrons de valence d’un édifice est impair, son schéma de Lewis
fera apparaitre un électron célibataire.
4- Un édifice de type AX3E1 dans la méthode VSEPR posséde une géométrie triangulaire
plane.
Exercice 2 :
1- Proposer un schéma de Lewis pour chacune des espèces suivantes : CO2, CH3OH,
CO32-.
2- Proposer un schéma de Lewis pour l’espèce CO, ne faisant pas apparaitre de charge
formelle. Pourquoi cette structure n’est elle pas satisfaisante ?
3- En déduire le schéma de Lewis de l’espèce CO. Est –elle en accord avec
l’électronégativité des atomes ?
Exercice 3 :
1- Donner le schéma de Lewis de la molécule d’eau .
2- Indiquer à l’aide de la théorie VSEPR, la géométrie de cette molécule. Quelle est la
valeur de l’angle (HOH), prévue par la méthode VSEPR.
Exercice 4 :
1- Quelle est la géométrie des molécules PX3, ou X est un halogène (F, Cl, Br, I) ?
Donner une valeur approchée de l’angle (XPX) dans ces édifices.
2- Interpréter les observations expérimentales ci-dessous :
Molécule
PF3
PCl3
PBr3
PI3
Angle XPX
97,7°
100,3°
101,0°
102,0°