Fiche explicative de la leçon: VSEPR Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à identifier la forme des molécules à l’aide du modèle VSEPR.

Le modèle de répulsion des paires d’électrons de valence (VSEPR en anglais) peut être utilisé avec les schémas de structure de Lewis pour prédire les formes de différentes molécules.

Les schémas de structure de Lewis sont utilisés pour identifier les électrons de valence dans les molécules polyatomiques, et le modèle VSEPR est utilisé pour comprendre comment ces électrons de valence sont disposés dans un espace tridimensionnel. Le modèle VSEPR suppose qu’il y aura toujours une répulsion électrostatique entre des paires d’électrons de valence. Les électrons de valence seront forcés d’adopter des formes tridimensionnelles spécifiques qui minimiseront les interactions électrostatiques de répulsion de haute énergie.

La figure suivante montre les structures de Lewis de quelques molécules et ions polyatomiques simples. La couleur rouge est utilisée pour représenter les électrons de valence sur l’atome central, et la couleur noire est utilisée pour représenter les électrons de valence sur les autres atomes.

La méthode est utilisée avec les schémas de Lewis pour classer les molécules et les ions polyatomiques en différents groupes. Chaque groupe a une géométrie tridimensionnelle préférée qui peut inclure, par exemple, les structures planes linéaires ou trigonales. La bonne catégorie peut être déterminée en choisissant les conditions appropriées pour , et . Le terme représente l’atome central, et les termes et représentent les doublets liants et non-liants. Les valeurs de et sont toujours des nombres entiers, et elles représentent le nombre de doublets liants et non-liants.

La figure suivante montre les schémas de Lewis et les géométries VSEPR de quelques-unes des catégories moléculaires polyatomiques les plus simples.

La figure montre que le nombre d’électrons de valence détermine leur disposition autour de l’atome central (). Les molécules adoptent plutôt des configurations linéaires simples lorsqu’il n’y a que deux doublets non-liants, et des configurations plus complexes quand il y a trois ou quatre doublets liants ou non-liants.

Les électrons de valence adoptent toujours des structures tridimensionnelles spécifiques qui minimisent la force des interactions électrostatiques de répulsion entre les doublets liants ou non-liants. Cette information peut être utilisée pour prédire les structures tridimensionnelles de molécules plus complexes. La figure suivante montre la forme des molécules de la catégorie d’ordre supérieur .

Des molécules moins communes d’ordre supérieur se forment lorsque le nombre de doublets liants ou non-liants augmente.

Il est utile de se détacher des structures moléculaires génériques et de se concentrer sur les véritables molécules. Le trifluorure de bore () est l’une des molécules les plus simples que nous pouvons étudier pour mieux comprendre le modèle VSEPR. L’atome central () est un atome de bore unique qui possède trois doublets liants et zéro doublet non-liant.

Les molécules de trifluorure de bore adoptent préférentiellement une structure triangle (plan) car elles appartiennent au groupe de molécules . Les atomes de fluor minimisent l’énergie électrostatique de répulsion dans les molécules en se plaçant aux sommets d’un triangle qui est centré sur l’atome de bore. Il y a un angle de entre chacune des trois liaisons covalentes -.

Les molécules de méthane () sont légèrement plus complexes et sont classées dans le groupe de molécules . Les molécules de méthane contiennent un atome de carbone central et quatre doublets liants. Les atomes d’hydrogène minimisent l’énergie électrostatique de répulsion dans les molécules de méthane en se plaçant aux quatre sommets d’une structure tridimensionnelle tétraédrique qui est centrée sur l’atome de carbone. Il y a un angle de entre chacune des quatre liaisons covalentes -.

Le méthane et les ions ammonium () appartiennent tous deux au groupe et ils adoptent des structures semblables en forme de tétraèdre. Les molécules ont quatre doublets liants équivalents, car les liaisons de coordination sont fondamentalement identiques aux liaisons covalentes « normales » à deux électrons.

Les molécules d’ammoniac sont plus intéressantes car elles possèdent trois doublets liants identiques et un doublet non-liant. Le doublet non-liant occupe plus d’espace dans la couche de valence de l’atome d’azote, ce qui rapproche les trois doublets liants (-) les uns des autres. De ce fait, la molécule d’ammoniac a une structure pyramidale trigonale asymétrique, et il y a un angle relativement petit de seulement entre les trois liaisons covalentes -.

Les doublets non-liants sont ceux qui occupent le plus d‘espace dans la couche de valence de l’atome central, et qui génèrent les interactions électrostatiques de répulsions les plus fortes dans le modèle VSEPR. Les plus fortes interactions électrostatiques de répulsion sont celles entre deux doublets non-liants, et les plus faibles interactions électrostatiques de répulsion sont celles entre deux doublets liants. La combinaison d’un doublet non-liant et d’un doublet liant a une force qui est comprise entre ces deux extrêmes.

Les chimistes ont plusieurs règles qui les aident à comprendre les angles de liaison. Ils affirment, par exemple, que l’angle -- sera approximativement plus petit pour chaque doublet non-liant qui s’ajouterait à tout atome central supportant quatre liaisons (tétravalent). Les molécules ont des angles de liaison -- de et les molécules et ont des angles de liaison de -- de et .

Les molécules d’eau sont capables de dissoudre les alcools polaires et les acides carboxyliques en solution parce qu’elles ont une structure non linéaire ou « coudée ». Les molécules d’eau ont une distribution asymétrique de la densité électronique, et elles ont un moment dipolaire permanent qui va du plan des atomes d’hydrogène jusqu’aux doublets non-liants de l’oxygène. Les schémas de structure de Lewis et le modèle VSEPR peuvent être utilisés pour comprendre la forme des molécules d’eau.

Le schéma de Lewis pour les molécules d’eau montre que l’atome central d’oxygène possède six électrons de valence. Deux de ces électrons de valence sont utilisés pour créer deux liaisons covalentes (-) et les quatre autres électrons sont regroupés en deux doublets non-liants.

L’eau appartient au groupe de classification , ce qui signifie que les électrons de valence adoptent une structure de tétraèdre asymétrique. Les deux doublets non-liants occupent plus d’espace dans la couche de valence de l’oxygène que les doublets liants, et l'angle -- est toujours plus petit que . L’angle de liaison -- de liaison a généralement une valeur de car il y a deux doublets non-liants, et chaque doublet non-liant diminue l’angle de liaison -- d’environ à partir des .

L’atome d’oxygène possède deux doublets non-liants riches en électrons, ce qui explique en partie pourquoi il peut former des liaisons hydrogène avec d’autres molécules. L’autre raison est que les atomes d’oxygène sont fortement électronégatifs. L’atome d’oxygène attire une quantité disproportionnée de la densité d’électrons (nuage électronique) provenant des deux liaisons covalentes -, les liaisons sont polarisées et la molécule d’eau devient fortement polaire. Les atomes d’hydrogène sont appauvris en densité électronique () et les atomes d’oxygène s’enrichissent en densité électronique (). Le modèle VSEPR montre que la molécule d’eau adopte toujours une structure de tétraèdre asymétrique. Il y aura toujours un moment dipolaire électrique qui va du plan des atomes d’hydrogène aux doublets non-liants d’oxygène. Les molécules d’eau ont également un moment dipolaire permanent et elles peuvent toujours former des liaisons hydrogène avec d’autres molécules.

Résumons ce que nous avons appris dans cette fiche explicative.