Lathéorie de la répulsion des paires d'électrons de l'enveloppe de Valence, ou VSEPR, est un modèle utilisé en chimie pour prédire la forme des molécules.
Si nous décomposons un peu ce terme, nous pouvons comprendre ce qu'il signifie.
Tu dois savoir que les électrons ont tendance à se déplacer par paires. En effet, les orbitales, qui sont des régions de l'espace où les électrons se trouvent dans 95 % des cas, peuvent contenir au maximum deux électrons (consulte la rubrique Coquilles, sous-coquilles et orbitales d'électrons pour te rafraîchir la mémoire). Les électrons étant des particules chargées, les paires d'électrons se repoussent et essaient d'être aussi éloignées que possible l'une de l'autre. L'enveloppe extérieure des électrons d'un atome est appelée enveloppe de valence. Comme les électrons de valence d'une molécule covalente simple sont les électrons liés, la répulsion des paires d'électrons détermine la façon dont les liaisons sont positionnées. Cela dicte la forme de la molécule.
VSEPR affirme que les paires d'électrons se repoussent toutes les unes les autres et qu'elles essaieront de prendre des positions aussi éloignées que possible les unes des autres, afin de minimiser la répulsion. Elle utilise simplement notre connaissance du comportement des électrons pour prédire la forme des composés covalents simples. Consulte la rubrique Liaisons covalentes et datives pour te rappeler comment les atomes partagent les électrons afin d'obtenir des configurations électroniques stables.
Comment dessiner les formes des molécules en 3D ?
Avant d'examiner des exemples de structures covalentes, nous devons apprendre comment les représenter. Tu te souviens peut-être que nous pouvons dessiner les liaisons covalentes sous la forme d'une ligne entre deux atomes. Cela donne une image simple des molécules. Cependant, si nous voulons mieux montrer la forme 3D d'une molécule, nous pouvons utiliser des lignes calées et des lignes en pointillés.
- Les lignes cunéiformes montrent une liaison qui sort de l'écran ou de la page vers toi.
- Les lignes en pointillés ou en tirets montrent une liaison qui entre dans l'écran ou la page en s'éloignant de toi.
- Les paires solitaires d'électrons sont représentées par des points.
- Toute ligne droite standard indique simplement une liaison plane.
La molécule de méthane en est un bon exemple :
Une molécule de méthane, CH4. La liaison centrale en coin dépasse de l'écran tandis que la liaison de droite en pointillé s'étend vers l'arrière. commons.wikimedia.org
Les différentes formes de molécules
Si toutes les paires d'électrons de valence d'un atome sont liées, elles se repoussent mutuellement. Il en résulte des liaisons espacées d'une distance égale. Le nombre de paires d'électrons liés influe sur la forme de la molécule et sur l'angle entre les paires de liaisons.
Examinons quelques-unes des formes les plus courantes. Cependant, tu dois garder à l'esprit que ces règles ne s'appliquent qu'aux molécules dépourvues de 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 solitaire), 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 n'a que deux électrons dans son enveloppe 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.
Chlorure de béryllium. Chacun des électrons de valence du béryllium forme une liaison covalente avec un atome de chlore. L'angle entre les liaisons autour de l'atome central de béryllium est de 180°.StudySmarter Originals
Plan trigonal
Les molécules avec trois paires d'électrons liées sont connues sous le nom de plan trigonal. En effet, l'angle de liaison entre chaque paire d'électrons est de 120°, de sorte que les liaisons se trouvent à plat sur un plan. Tu peux empiler les molécules les unes sur les autres comme des feuilles de papier. Le trifluorure de bore en est un exemple.
Trifluorure de bore. Les liaisons sont séparées par un angle de 120°.StudySmarter Originals
Tétraédrique
Les molécules comportant quatre paires d'électrons liés et aucune paire solitaire forment une forme tétraédrique. Il s'agit d'une pyramide régulière à base triangulaire. 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.
Le méthane. L'angle entre chaque liaison autour de l'atome central est de 109,5°.StudySmarter Originals
Trigonal bipyramidal
Les molécules avec cinq paires d'électrons liés forment une bipyramide trigonale. Cette forme est similaire à celle d'une molécule trigonale plane, mais avec deux liaisons supplémentaires maintenues à 90° qui s'étendent au-dessus et au-dessous du plan. Le pentachlorure de phosphore(V) en est un bon exemple.
Pentachlorure de phosphore(V). Trois liaisons planaires ont des angles de 120° entre elles, tandis que deux autres liaisons sont maintenues à angle droit par rapport au plan.StudySmarter Originals
Octaèdre
Si une molécule possède six paires de liaisons autour d'un atome central, elle forme une structure octaédrique . Toutes les liaisons sont perpendiculaires les unes aux autres, comme le montre l'hexafluorure de soufre.
L'hexafluorure de soufre possède six paires d'électrons liés. Toutes les liaisons forment un angle de 90°. StudySmarter Originals
Paires d'électrons solitaires
Tous nos exemples ci-dessus utilisent des molécules qui n'ont pas de paires d'électrons solitaires. Tous leurs électrons de valence sont liés. Mais que se passe-t-il si une molécule possède une paire solitaire ? Prenons l'exemple d'une molécule avec quatre paires d'électrons.
Nous savons maintenant que si tous les électrons font partie de paires de liaisons, 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°. En effet, les paires solitaires se repoussent plus fortement que les paires partagées, ce qui resserre les liaisons. Chaque paire d'électrons solitaires dans une molécule avec huit électrons de valence réduit l'angle de liaison de 2,5°, de sorte qu'une molécule avec deux paires de liaison et deux paires solitaires aura un angle de liaison de 104,5°. Le tableau suivant montre l'intensité relative de la répulsion entre les combinaisons de paires d'électrons liés et de paires d'électrons solitaires.
Un tableau comparant la force de répulsion entre les paires d'électrons liés et les paires d'électrons solitaires. Originaux StudySmarter
Examinons maintenant les formes formées par les molécules dotées de paires solitaires.
Pyramidal
Une molécule avec trois paires d'électrons liés et une paire d'électrons solitaires autour d'un atome central présente un angle de 107° entre chaque liaison. Un exemple est l'ammoniac, \(NH_3\) . L'atome d'azote contient cinq électrons de valence. Trois sont liés de manière covalente à des atomes d'hydrogène et les deux restants forment une paire solitaire. Cette paire solitaire repousse les paires de liaisons plus fortement que les paires de liaisons ne se repoussent entre elles, ce qui réduit l'angle de liaison et forme une molécule pyramidale.
Une molécule d'ammoniac. Par rapport à une molécule tétraédrique sans paires solitaires, l'angle de liaison est réduit de 2,5°. Originaux StudySmarter
En forme de V
Une molécule avec deux paires solitaires et deux paires de liaison voit son angle de liaison encore réduit à 104,5°. Cela forme une molécule en forme de V, comme l'eau, \(H_2O\) .
Une molécule d'eau en forme de V. StudySmarter Originals
Le diagramme suivant résume les différentes formes de molécules.
Un tableau résume les formes des différentes molécules. Originaux StudySmarter
Exemples de formes de molécules
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 liaisons. Mais quelle forme a le dioxyde de carbone ?
En dessinant un diagramme en points et 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 simples en ce qui concerne la forme. Comme les paires d'électrons d'une liaison simple, ces groupes de quatre électrons veulent être aussi éloignés que possible les uns des autres. Cela forme une molécule linéaire avec un angle de liaison de 180°.
Dioxyde de carbone. Bien qu'il contienne quatre paires d'électrons de liaison, ces paires sont disposées sous forme de deux doubles liaisons. Chaque double liaison est considérée comme une seule unité, la molécule est donc linéaire. commons.wikimedia.org
Un autre exemple est le tétrafluorure de xénon, \(XeF_4\) . Le xénon contient huit électrons dans son enveloppe de valence. Quatre forment des liaisons avec des atomes de fluor et quatre restent sous forme de deux paires solitaires. Cela forme ce que l'on appelle un arrangement planaire carré, avec les paires solitaires à 180° l'une de l'autre, et l'angle entre les paires de liaison à 90°. Note la similitude avec un arrangement octaédrique.
Tétrafluorure de xénon. Les paires d'électrons solitaires sont placées au-dessus et au-dessous du plan.StudySmarter Originals
Formes des molécules - Principaux enseignements
- La théorie de la répulsion des paires d'électrons de la couche de valence (VSEPR) stipule que les paires d'électrons se repoussent l'une l'autre et essaient de prendre des positions aussi éloignées que possible l'une de l'autre, afin de minimiser la répulsion. Cela influence la forme des molécules.
- Tu peux utiliser des lignes droites pour représenter les liaisons covalentes. Les lignes en coin montrent une liaison qui dépasse de la page et les lignes en pointillés ou en tirets montrent une liaison qui s'étend vers l'arrière.
- Les paires d'électrons solitaires se repoussent plus fortement que les paires de liaisons. Chaque paire solitaire 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 : linéaires, trigonales planes, tétraédriques, trigonales bipyramidales et octaédriques.
- Les formes de molécules courantes avec des paires d'électrons solitaires sont pyramidales et en forme de V.
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