la forme des molécules et

C H A P I T R E
8 l’hybridation des orbitales
Recueil de solutions − Chimie générale
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La liaison chimique II :
l
a forme des molécules et
Réponses aux problèmes ciblés
8.7 a) La structure de Lewis de PCl3 est donnée ci-dessous. Quand on utilise le modèle
RPEV, c’est le nombre de doublets liants et de doublets libres entourant l’atome
central (dans ce cas-ci, le phosphore) qui détermine la géométrie de la molécule ;
on n’a donc pas illustré les doublets libres des atomes Cl. Autour de l’atome
central, il y a trois doublets liants et un doublet libre, ce qui donne une molécule
de type AB3E. Le tableau 8.2 montre qu’une telle molécule est trigonale
pyramidale, comme l’ammoniac.
Quelle serait la forme de la molécule s’il y avait seulement trois doublets liants et
aucun doublet libre ?
b) La structure de Lewis de CHCl3 est donnée ci-dessous. Il y a quatre doublets liants
autour de l’atome de carbone et aucun doublet libre, ce qui donne une molécule de
type AB4. La molécule doit être tétraédrique, comme celle du méthane (voir le
tableau 8.1).
c) La structure de Lewis de SiH4 est donnée ci-dessous. Comme en b), il s’agit d’une
molécule tétraédrique de type AB4.
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130 Chapitre 8 • La liaison chimique II : la forme des molécules et l’hybridation des orbitales atomiques
d) La structure de Lewis de TeCl4 est donnée ci-dessous. Il y a quatre doublets liants et un doublet
libre, ce qui donne une molécule de type AB4E. Le tableau 8.2 montre que sa forme devrait être
celle d’un tétraèdre irrégulier (bascule), comme SF4.
Les molécules TeCl4 et SF4 sont-elles isoélectroniques ? Est-ce que des molécules
isoélectroniques devraient avoir des structures RPEV similaires ?
8.8 DÉMARCHE
Pour déterminer la géométrie d’une molécule, il faut suivre les étapes suivantes :
Dessiner la
structure de
Lewis.
→ Trouver
l’arrangement
des doublets
d’électrons.
→ Trouver
l’arrangement
des doublets
liants.
→ Déduire
la géométrie
de la molécule
à partir des
doublets liants.
SOLUTION
Structure de Lewis Nombre
de paires
d’électrons
(doublets) sur
l’atome central
Arrangement
des doublets
Nombre
de doublets
libres
Géométrie
(forme
moléculaire)
a)
3 trigonal plan 0
trigonale
plane
AB3
b) 2 linéaire 0 linéaire
AB2
c)
4 tétraédrique 0 tétraédrique
AB4
8.9 Pour plus de clarté, les doublets libres des atomes de brome ne sont pas illustrés.
a) b) c)
8.10 a) AB4 Tétraédrique b) AB2E2 Angulaire
c) AB3 Trigonale plane d) AB2E3 Linéaire
e) AB4E2 Plane carrée f) AB4 Tétraédrique
g) AB5 Trigonale bipyramidale h) AB3E Trigonale pyramidale
i) AB4 Tétraédrique
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Problèmes ciblés 131
8.11 La structure de Lewis est :
8.12 Seules les molécules de type AB4 comportant quatre liaisons avec l’atome central et n’ayant aucun
doublet libre (voir le tableau 8.1) sont tétraédriques.
Quelles sont les structures de Lewis et les formes géométriques de XeF4 et de SeF4
?
8.17 Chacune des quatre molécules comporte deux liaisons et deux doublets libres (AB2E2 ) : elles ne
sont donc pas linéaires. Puisque l’électronégativité des éléments décroît de haut en bas dans un
groupe du tableau périodique, la différence d’électronégativité entre l’hydrogène et les éléments
du groupe 6 augmentera dans l’ordre suivant : Te < Se < S < O. Les moments dipolaires
augmenteront dans le même ordre. Est-ce que l’on arriverait aussi facilement à cette conclusion
si les éléments étaient de groupes différents ?
8.18 L’électronégativité des halogènes décroît de F à I. Alors, la polarité de la liaison HX (où X est un
halogène) décroît de HF à HI. Cette différence explique la diminution du moment dipolaire.
8.19 CO2 = CBr4 (µ = 0 pour les deux) < H2S < NH3 < H2O < HF
8.20 Dessinez les structures de Lewis. Les deux molécules sont linéaires (AB2). Le disulfure de carbone
n’a pas de moment dipolaire parce que les moments des liaisons C−S sont égaux et donnent une
résultante égale à zéro. Même si OCS est linéaire, les moments des liaisons C−O et C−S ne sont pas
égaux (lequel est le plus grand ?) ; il y aura donc un petit moment dipolaire net. Par conséquent, le
moment dipolaire de OCS est supérieur à celui de CS2 (zéro).
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132 Chapitre 8 • La liaison chimique II : la forme des molécules et l’hybridation des orbitales atomiques
8.21 Le moment dipolaire de la molécule est le plus élevé. Dans la molécule a), la configuration trans
fait en sorte que les moments de liaison s’annulent et que la molécule est non polaire.
8.22 DÉMARCHE
Il faut se rappeler que le moment dipolaire d’une molécule dépend à la fois des différences
d’électronégativité des éléments en cause et de l’orientation des liaisons les unes par rapport aux
autres (géométrie).
SOLUTION
Les molécules illustrées en et en sont non polaires parce que, dans chacune, les moments de
liaison s’annulent. Les molécules illustrées en et en sont polaires, car les moments dipolaires
ne s’annulent pas. Le moment dipolaire de la molécule est inférieur à celui de la molécule ;
alors = = 0 < < .
8.31 La structure de Lewis de AsH3 est donnée ci-dessous. Il y a trois doublets liants et un doublet libre.
La disposition de ces quatre doublets est tétraédrique et la molécule est de la forme trigonale
pyramidale (AB3E) comme l’ammoniac (voir le tableau 8.2). L’atome As (arsenic) a subi une
hybridation sp3.
Trois des orbitales hybrides sp3 se recouvrent chacune avec l’orbitale 1s d’un atome d’hydrogène
pour former des liaisons (sigma ou pi ?). Le doublet libre occupe la quatrième orbitale hybride sp3.
8.32 DÉMARCHE
Pour déterminer le type d’hybridation de l’atome central dans une molécule, il faut suivre les étapes
suivantes :
Dessiner la structure
de Lewis. →
Déterminer
l’arrangement
des paires d’électrons
autour de l’atome
central à l’aide
du modèle RPEV
(voir le tableau 8.1).
→
Consulter le tableau 8.4
pour déterminer l’état
d’hybridation
de l’atome central.
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Problèmes ciblés 133
SOLUTION
Pour SiH4, la structure de Lewis est :
On compte ensuite le nombre de paires d’électrons autour de l’atome central, le silicium. Quatre
paires forment quatre liaisons et il n’y a aucun doublet libre. Pour minimiser les répulsions entre les
paires d’électrons, la molécule prendra une forme tétraédrique. Cette molécule est donc hybridée
sp3 parce que cet arrangement des électrons est dû à quatre orbitales hybrides sp3.
Pour H3Si−SiH3, la structure de Lewis est :
Il y a ici quatre paires d’électrons autour des « atomes centraux ». Puisqu’il y a quatre paires
d’électrons autour de chaque Si, l’arrangement qui minimise les répulsions électroniques pour
chaque Si est tétraédrique.
Les Si sont donc hybridés sp3 parce qu’avec un arrangement de quatre orbitales hybridées
du type sp3.
8.33 Les structures de Lewis de AlCl3 et de
4
AlCl
− sont données ci-dessous. Selon le type de
raisonnement utilisé dans les deux problèmes précédents, l’hybridation passe de sp2 à sp3.
Quelle est la forme de ces molécules ?
8.34 Dessinez les structures de Lewis. Avant la réaction, le bore était hybridé sp2 (arrangement trigonal
plan des électrons) dans BF3, et l’azote était hybridé sp3 (arrangement tétraédrique des électrons)
dans NH3. Après la réaction, le bore et l’azote sont tous deux hybridés sp3 (arrangement tétraédrique
des électrons).
8.35 a) La molécule NH3 est de type AB3E, tout comme la molécule AsH3 au
problème 8.31. Selon le tableau 8.4, l’azote a subi une hybridation sp3.
b) Les deux atomes N dans N2H4 sont équivalents. Si l’on ne considère qu’un atome d’azote, on
remarque que la molécule est de type AB3E ; les atomes d’azote sont donc hybridés sp3. Du
point de vue de la structure, comment peut-on considérer N2H4 comme un dérivé de NH3
?
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