Vidéo de la leçon : VSEPR Chimie

Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à identifier la forme des molécules à l’aide du modèle VSEPR. Nous allons apprendre à déterminer la forme et les angles de liaison d’une molécule en examinant sa structure.

Avant de voir comment déterminer la forme des molécules, prenons un moment pour examiner comment on crée des structures de Lewis. Commençons par créer les structures de Lewis de ces trois molécules : le méthane CH4, l’ammoniac NH3, et l’eau H2O.

La première étape pour créer une structure de Lewis est de déterminer le nombre d’électrons de valence. Le carbone a quatre électrons de valence, et l’hydrogène en a un. Comme le méthane est constitué d’un carbone et de quatre hydrogènes, on a un total de huit électrons de valence à prendre en compte pour créer la structure de Lewis.

La deuxième étape est de placer les atomes et de les relier par des liaisons simples. Plaçons l’atome qui peut former le plus grand nombre de liaisons au centre de la structure. Dans le cas du méthane, il s’agit du carbone, puisque l’hydrogène ne peut former qu’une seule liaison. Les liaisons simples contiennent chacune deux électrons. Et puisque nous avons placé quatre liaisons pour relier tous les atomes de la structure, cela signifie que les huit électrons de valence du méthane sont déjà pris en compte. Donc, c’est la bonne structure de Lewis du méthane.

Voyons maintenant la structure de Lewis de l’ammoniac. Une fois de plus, nous commençons par déterminer le nombre d’électrons de valence. L’azote a cinq électrons de valence, et l’hydrogène en a un. Donc, l’ammoniac a un total de huit électrons de valence. Ensuite, nous plaçons nos atomes et nous les relions par des liaisons simples. Pour relier tous les atomes, nous avons placé trois liaisons simples, en utilisant six des huit électrons de valence. Pour tenir compte de ces deux derniers électrons de valence, nous mettons un doublet non liant sur l’atome d’azote, ce qui nous donne la structure de Lewis correcte de l’ammoniac.

Il nous reste la dernière molécule, l’eau. L’oxygène possède six électrons de valence, ce qui nous donne encore un total de huit électrons de valence pour la molécule d’eau. Ensuite, nous plaçons nos atomes et les relions par des liaisons simples, ce qui permet d’utiliser quatre de nos électrons de valence, et pour placer les quatre électrons restants dans notre structure, nous mettons deux doublets non liants sur l’atome d’oxygène.

Alors, que nous disent ces structures à propos de la forme de ces molécules ? Peut-être que la forme des molécules ressemble aux structures que nous avons dessinées. Le méthane semble avoir la forme d’une croix et l’eau laisse apparaître trois atomes en ligne. Ou peut-être que ces trois molécules ont exactement la même forme. Après tout, ces trois molécules ont chacune quatre groupes d’électrons attachés à l’atome central. Ces paires d’électrons peuvent être soit un doublet liant entre des atomes, soit un doublet non liant porté par l’atome central.

Nous pourrions déduire la forme de ces molécules en mesurant les angles de liaison entre les atomes. Et nous pourrions en fait découvrir que les angles de liaison sont d’environ 109,5 degrés dans le méthane, 107 degrés dans l’ammoniac et 104,5 degrés dans l’eau. D’après ces angles de liaisons, il apparaît que ces molécules doivent avoir approximativement une forme de pyramide à faces triangulaires, appelée tétraèdre.

Mais pourquoi ces molécules ont-elles une telle forme ? Comment pouvons-nous généraliser cette information ? Et pourquoi y a-t-il cet écart entre les angles de liaison de ces trois molécules ? Nous verrons bientôt comment la forme de toutes les molécules est liée aux répulsions entre les électrons. Comme nous le savons, les paires d’électrons, ces doublets liants et doublets non liants autour de l’atome central, ont une charge négative. Et ces charges négatives ont tendance à se repousser les unes des autres. Ainsi, afin de minimiser les répulsions entre ces paires d’électrons dans une molécule, la distance entre ces paires d’électrons est maximisée. Autrement dit, les paires d’électrons cherchent à être aussi éloignées les unes des autres que possible.

Donc, par exemple, regardons une molécule qui a deux paires d’électrons, comme le dioxyde de carbone. Pour que ces deux groupes soient le plus loin possible l’un de l’autre, ils sont à deux extrémités opposées de la molécule, à un angle de 180 degrés.

Mais qu’en est-il si nous avons une molécule avec trois paires d’électrons, comme le trifluorure de bore ? Puisqu’il y a trois paires d’électrons liées à l’atome central, elles ne peuvent pas se trouver aux extrémités opposées de la molécule. Alors, ces paires d’électrons s’espacent de manière uniforme autour de l’atome central et forment un angle de 120 degrés. Et nous avons déjà vu comment les molécules avec quatre paires d’électrons ont approximativement la forme d’un tétraèdre. Mais nous avons mentionné plus tôt que les angles de liaison dans les molécules de méthane, d’ammoniac et d’eau sont très légèrement différents. Alors, comment expliquer cette différence ?

Ces trois molécules possèdent toutes quatre paires d’électrons autour de l’atome central. Mais elles ont toutes des nombres différents de doublets non liants. Le méthane n’en a pas, l’ammoniac en a un et l’eau en a deux. Alors, peut-être que le nombre de doublets non liants joue également un rôle dans la forme des molécules. Regardons ce dessin pour essayer de comprendre l’effet des doublets liants et des doublets non liants sur la forme d’une molécule. Un doublet liant est réparti dans l’espace entre les deux noyaux qui participent à la liaison. Par contre, un doublet non liant n’est pas réparti entre deux noyaux, donc il occupe plus de place autour de l’atome central.

Par conséquent, les doublets non liants se repoussent plus fortement que les doublets liants. Cela explique la tendance des angles de liaison que nous avons vue tout à l’heure avec le méthane, l’ammoniac et l’eau. Les doublets non liants de l’ammoniac et de l’eau se repoussent plus fortement que les autres paires d’électrons. On peut donc imaginer que ces doublets non liants poussent les paires d’électrons dans les liaisons de la molécule, ce qui diminue les angles de liaison. Toutes ces notions constituent la théorie de la répulsion des paires électroniques de la couche de valence, généralement appelée théorie VSEPR, de son acronyme anglais.

La théorie VSEPR permet de déterminer la forme de toute molécule ou ion polyatomique dont l’atome central n’est pas un métal. La théorie VSEPR est fondée sur l’idée que les doublets d’électrons de valence se repoussent. Les molécules ont donc tendance à avoir des formes qui maximisent la distance entre ces doublets d’électrons. Pour utiliser la théorie VSEPR afin de déterminer la forme d’une molécule, il suffit de connaître le nombre de doublets non liants et le nombre de groupes liés autour de l’atome central.

Pour utiliser la théorie VSEPR afin de déterminer les formes des différentes molécules, on utilise la méthode A X E. Le A représente l’atome central. Le X représente les groupes liés. Et E représente les doublets non liants. Pour utiliser cette méthode, on compte le nombre de groupes liés et le nombre de doublets non liants autour de l’atome central, ces nombres étant indiqués par les lettres m et n, respectivement. Si on additionne m et n, on obtient le nombre stérique, qui correspond au nombre total de groupes autour de l’atome central.

Il suffit donc d’examiner la structure, de compter le nombre de groupes liés et de doublets non liants et de déterminer le nombre stérique. Ce nombre permet ensuite de trouver la forme et les angles de liaison de la molécule.

Commençons par le dioxyde de carbone, une molécule que nous avons déjà vue. Le dioxyde de carbone a deux groupes liés à l’atome central et aucun doublet non liant. Cela signifie que le nombre stérique est deux. Les molécules avec un nombre stérique de deux sans doublet non liant ont une forme linéaire avec des angles de liaison de 180 degrés.

Regardons maintenant BF3, le trifluorure de bore. Le trifluorure de bore a trois groupes liés à l’atome central et aucun doublet non liant. Cela signifie que le nombre stérique de cette molécule est trois. La forme des molécules avec un nombre stérique de trois et aucun doublet non liant est appelée plane trigonale. Les angles de liaison dans ces molécules sont de 120 degrés.

La molécule suivante est SO2, le dioxyde de soufre. Cette molécule a deux groupes liés à l’atome central et un doublet non liant. Son nombre stérique est donc trois. Les molécules avec un nombre stérique de trois et un doublet non liant ont une forme coudée. Les angles de liaison dans ces molécules sont légèrement inférieurs à 120 degrés en raison de la présence du doublet non liant.

Voyons maintenant CH4, le méthane. Le méthane a quatre groupes liés à l’atome central, et aucun doublet non liant. Donc, le nombre stérique est quatre. Les molécules comme le méthane, qui ont un nombre stérique de quatre sans doublet non liant, ont une forme tétraédrique. Les angles de liaison sont ici de 109,5 degrés.

Voyons ensuite l’ammoniac, NH3. Cette molécule a trois groupes liés à l’atome central et un doublet non liant, donc le nombre stérique est quatre. Les molécules comme l’ammoniac, qui ont un nombre stérique de quatre avec un doublet non liant, ont une forme pyramide trigonale. Les angles de liaison sont ici de 107 degrés.

Vient ensuite l’eau, H2O. L’eau a deux groupes liés à l’atome central et deux doublets non liants. Donc, ici également, le nombre stérique est quatre. Les molécules qui ont un nombre stérique de quatre avec deux doublets non liants ont une forme coudée. Et l’angle de liaison dans une telle molécule est de 104,5 degrés.

Regardons maintenant PCl5, le pentachlorure de phosphore. Cette molécule a cinq groupes liés à l’atome central et aucun doublet non liant, ce qui signifie que cette molécule a un nombre stérique de cinq. Les molécules comme le pentachlorure de phosphore, avec un nombre stérique de cinq et aucun doublet non liant, ont une forme appelée bipyramide trigonale. On peut visualiser cette forme comme deux pyramides à base triangulaire collées l’une à l’autre.

Les angles de liaison de ces molécules sont un peu plus compliqués car les atomes peuvent être dans deux positions différentes. L’atome du haut et l’atome du bas sont en position axiale. Ces atomes sont alignés avec le centre de la molécule comme l’axe de la Terre. Les atomes en position axiale sont à 180 degrés l’un de l’autre et à 90 degrés des autres atomes. Les trois autres atomes sont en position équatoriale. Les atomes en position équatoriale sont espacés régulièrement autour du centre de la molécule, comme l’équateur de la Terre. Les atomes en position équatoriale forment entre eux des angles de 120 degrés.

La dernière molécule que nous allons examiner est SF6, l’hexafluorure de soufre. L’hexafluorure de soufre a six groupes liés à l’atome central et aucun doublet non liant. Son nombre stérique est donc six. Les molécules comme l’hexafluorure de soufre, avec un nombre stérique de six sans doublet non liant, ont une forme appelée octaédrique. On peut visualiser cette forme comme deux pyramides à base carrée collées l’une à l’autre.

Tout comme avec la molécule précédente, cette molécule a des atomes en positions axiale et équatoriale. Là aussi, les atomes en position axiale sont à 90 degrés des atomes en position équatoriale. Mais maintenant, comme il y a quatre atomes en position équatoriale, ces atomes forment également un angle de 90 degrés entre eux. C’est la dernière forme que nous examinons dans cette vidéo. Les molécules peuvent avoir d’autres formes, mais elles sont moins fréquentes que celles que nous avons vues ici.

Il convient également de noter que les angles dont nous avons parlé ne sont pas exacts. Ces angles reflètent la distance maximale qui peut séparer ces paires d’électrons en théorie. En réalité, ces angles de liaison vont varier légèrement en fonction de l’identité des atomes qui sont liés à l’atome central.

Comme nous l’avons mentionné précédemment, la théorie VSEPR peut également servir à déterminer la forme des ions polyatomiques. Alors déterminons la forme de l’ion phosphate en utilisant la théorie VSEPR. L’ion phosphate a quatre oxygènes liés à l’atome central de phosphore et aucun doublet non liant. Le nombre stérique est donc quatre. Puisque l’ion phosphate a un nombre stérique de quatre sans doublet non liant, nous pouvons déduire que sa forme est tétraédrique, et nous savons que les angles de liaison sont d’environ 109,5 degrés.

Nous pouvons également utiliser la théorie VSEPR pour nous aider à déterminer les angles de liaison dans des molécules plus grandes. Essayons donc avec ces deux molécules, l’éthène à gauche et l’acide acétique ou éthanoïque à droite. Tout d’abord, déterminons les angles de liaison autour de ce carbone à gauche dans la molécule d’éthène. Il a trois groupes liés à cet atome de carbone et aucun doublet non liant. Cela signifie que le nombre stérique est trois. Puisque le nombre stérique est trois et qu’il n’y a pas de doublet non liant, nous savons que les angles de liaison autour de ce carbone sont d’environ 120 degrés.

Ensuite, voyons l’acide acétique. Déterminons les angles de liaison autour de cet oxygène au bout de la molécule. Cet oxygène a deux groupes liés et deux doublets non liants. Cela donne un nombre stérique de quatre, ce qui signifie que les angles de liaison sont de 104,5 degrés, bien que ce ne soit pas visible sur ce schéma.

Maintenant, terminons cette vidéo avec les points clés. La théorie de la répulsion des paires électroniques de la couche de valence, ou théorie VSEPR, décrit les formes des molécules et des ions polyatomiques. Les paires d’électrons ou les groupes autour de l’atome central se repoussent, de sorte que la distance qui les sépare est maximisée dans une molécule. Les angles de liaison dans les molécules ayant des doublets non liants sont plus petits parce que les doublets non liants ont des répulsions plus grandes que les doublets liants. On peut utiliser la méthode A X E pour déterminer la forme des molécules en utilisant la théorie VSEPR. Il suffit de compter le nombre de groupes liés et de doublets non liants autour de l’atome central, ces nombres étant indiqués par les lettres m et n. Ces deux nombres s’additionnent pour nous donner le nombre stérique.