Document N° Géométrie des molécules.
03 Méthode VSEPR. Cours.




I- Le modèle de Lewis.
1)- Formule électronique d’un atome.
2)- Représentation de Lewis des atomes. Schéma de Lewis.
3)- Représentation de Lewis des molécules.
4)- Insuffisance du modèle de Lewis.
II- La méthode VSEPR.
1)- But de la méthode.
2)- Principe de la méthode :
III- Molécules de type AXn avec liaisons simples.
1)- La méthode VSEPR.
2)- Applications :
IV- Molécules de type AXn avec liaisons multiples.
1)- La méthode VSEPR.
2)- Exemples de molécules :
V- Molécules de types AXnEp.
1)- Méthode VSEPR.
2)- Cas importants.
3)- Exemples de molécules et d’ions.
 I- Le modèle de Lewis.

1)- Formule électronique d’un atome.

► Le principe de Pauli

- Une couche électronique de nombre quantique n contient au maximum
2 n2 électrons.

- Les électrons d’un atome dans son état fondamental (état le plus stable) remplissent
les couches de plus basse énergie.

- Ordre de remplissage :

Nombre quantique n 1 2 3 4 5 6 7

Couche K L M N O P Q

- Ainsi la couche K ne peut contenir au plus que : 2 électrons.

- La couche L, 8 électrons,

- Et la couche M, 18 électrons (Pour le moment, on se limite à 8 électrons sur la
couche M et la couche N).

- Les électrons de l’atome remplissent progressivement les différentes couches
électroniques.

- Une couche électronique est saturée lorsqu’elle contient son nombre maximal
d’électrons.

- Les électrons se placent d’abord dans la couche K,

- Puis quand celle-ci est saturée à 2 électrons, ils remplissent la couche L.

- Quand la couche L est saturée à 8 électrons, ils remplissent la couche M.

- L’état de l’atome obtenu en utilisant ce principe de remplissage est appelé : l’état
fondamental.

- Représentation sur un axe :



► Formule électronique de quelques atomes :

Atome Symbole Numéro atomique Structure électronique

Carbone C Z=6 K 2L 4
 Sodium Na Z = 11 K 2L 8M 1

Calcium Ca Z = 20 K 2L 8M 8 N 2

2)- Représentation de Lewis des atomes. Schéma de Lewis.

► La représentation de Lewis schématise la structure électronique externe, on
parle aussi de couche de valence.

► Règles :

Les électrons appariés sont représentés par des tirets —
Les électrons célibataires sont représentés par des points •
Le nombre d’électrons célibataires donne la valence de l’atome.


► Schéma de Lewis des premiers atomes :




► Valence d’un atome :
 - L’atome d’hydrogène possède 1 électron célibataire : il est monovalent.


- L’atome d’oxygène possède 2 électrons célibataires : il est divalent.


- L’atome d’azote possède 3 électrons célibataires : il est trivalent.


- L’atome de carbone possède 4 électrons célibataires : il est tétravalent.

3)- Représentation de Lewis des molécules.

► La liaison covalente :

- C’est une liaison forte et dirigée. Elle résulte de la mise en commun de deux
électrons entre deux atomes.

► Règles de l’octet :

- Un atome cherche toujours à acquérir la configuration électronique la plus stable qui
est celle du gaz rare le plus proche dans la classification périodique.

Pour acquérir une structure électronique en octet, les atomes peuvent :

- Gagner ou perdre des électrons pour former des ions.

- Former des liaisons covalentes par la mise en commun d’une ou plusieurs paires
d’électrons.

- Remarque :

- Les paires d’électrons sont appelés doublets de liaisons, on les représente par un tiret
entre les deux atomes

► Exemples :

- La molécule de dichlore Cl2.
Mise en commun Schéma de Lewis

La molécule de dichlore Cl2




- La molécule d’eau H2O.
Mise en commun Schéma de Lewis
La molécule d’eau H2O
 - La molécule de dioxyde de carbone CO2.
Mise en commun Schéma de Lewis

La molécule de dioxyde de
carbone CO2



► Remarques :

- Les paires d’électrons liées sont engagés dans une liaison covalente. On parle aussi
de paires liantes ou de doublets liants.

- Les paires d’électrons libres ne sont pas engagés dans une liaison covalente. Elles
sont attachées à un seul atome. On parle de paires non liantes ou de doublets non
liants.

4)- Insuffisance du modèle de Lewis.

- La formule de Lewis ne rend pas compte de la géométrie des molécules et du
caractère dirigé des liaisons covalentes.

II- La méthode VSEPR.

1)- But de la méthode.

- C’est une méthode assez récente (1960) que l’on doit à Ronald J. GILLEPSIE
(chimiste canadien)

- Le sigle est l’abréviation de VALENCE SHELL ELECTRON PAIR REPULSION

- C’est-à-dire répulsion des paires d’électrons de la couche de valence.

La méthode VSEPR permet, après analyse du schéma de Lewis, de prévoir la
géométrie des molécules ou ions simples.

Elle s’applique à des molécules ou des ions du type :

AXnEp
- A désigne l’atome central qui est lié à n atomes X et qui possède p paires d’électrons
libres (ou p doublets non liants).
 ► Exemples :
La molécule
de Atome cental A : atome de
carbone C
dioxyde de
Il engage 2 liaisons doubles avec 2
carbone
atomes d’oxygène O : n = 2
CO2 L’atome central C ne possède pas Schéma de Lewis
de paires libres : p = 0.

Type : AX2




Atome cental A : atome d’oxygène O
La Il engage 2 liaisons simples avec 2 atomes
molécule
d’hydrogène H : n = 2
d’eau H2O L’atome central O possède 2 paires
libres : p = 2.
Schéma de Lewis
Type : AX2E2

- Représentation schématique :




2)- Principe de la méthode :

La géométrie d’une molécule ou d’un ion dépend du nombre total de paires
d’électrons (doublets d’électrons) de la couche de valence de l’atome central A.
 Les paires d’électrons de la couche de valence de l’atome central se disposent
de façon à ce que leurs répulsions mutuelles soient minimales (c’est-à-dire que
leurs distances soient maximales)

III- Molécules de type AXn avec liaisons simples.

1)- La méthode VSEPR.

- Tableau :
Type de
molécule AX2 AX3 AX4
Nombre
de paires
2 3 4
liantes
d’électron
s
Atome central tétragonal
Atome central trigonal

Atome
central
digonal
Géométri
e
X—A
—X
de la
molécule
Molécul
e
linéaire

Molécule trigonale plane
Molécule tétraédrique

2)- Applications :

a)- Donner la géométrie des molécules suivantes : BeCl2, BF3, CH4.

Pour appliquer la méthode VSEPR :

- On compte les paires liantes de la couche de valence de l’atome central en s’aidant de
la formule de Lewis

- On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion en s’aidant du tableau.
ℓBe – Cl = 225 pm
Mise en commun Géométrie de la molécule
BeCl2
α = 180 °
 Schéma de Lewis

Molécule linéaire




Formule développée




Type : AX2




Mise en commun




Géométrie de la molécule



Schéma de Lewis

ℓB – F = 129 pm
BF3
α = 120 °




Formule développée




Type : AX3
 Mise en commun




Géométrie de la molécule



Schéma de Lewis

ℓC – H =
109 pm
CH4
α=
109°28’



Formule développée




Type : AX4

b)- Écrire la formule de Lewis de l’ion ammonium. Proposer une structure géométrique
pour cet ion (VSEPR).
Schéma de Lewis de
chaque atome :


ℓN – H =
Géométrie de la molécule
101 pm
NH4+
α=
109°28’
L’atome d’azote a perdu
un électron :
 Formule développée




Type : AX4

c)- Écrire la formule de la molécule éthane C2H6. Proposer une structure géométrique
pour cette molécule (VSEPR).
Géométrie de la molécule :
Schéma de lewis de
chaque atome :

On prend individuellement chaque atome de ℓC – H =
carbone. 109
pm

ℓC – C =
153
C2H
Formule développée pm
6




α=
La molécule est de type AX3X’ analogue 109°2
à AX4. 8’

Chaque atome de carbone est tétraédrique,
mais le tétraèdre formé est irrégulier.
 Type : AX4

- Remarque : ces caractéristiques se retrouvent dans tous les alcanes :

- Carbone tétragonal

- Angle entre 2 liaisons 109°28’

d)- Conclusion :

Une molécule de type AXnYm a une structure géométrique semblable à celle
d’une molécule de type AXn+m

La méthode s’applique également aux ions polyatomiques.

IV- Molécules de type AXn avec liaisons multiples.

1)- La méthode VSEPR.

On compte le nombre de liaisons entourant l’atome central, chaque liaison
multiple comptant comme une liaison simple.

On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion conditionnée par la
répulsion minimale.

► Remarque :

- Une liaison multiple est toutefois plus répulsive qu’une simple liaison.

- Une triple liaison est plus répulsive qu’une double liaison.

- Les angles formés par des doubles liaisons sont plus grands que ceux formés par des
simples liaisons.

2)- Exemples de molécules :

a)- Donner la représentation de Lewis de la molécule de dioxyde de carbone. Donner son
type et sa géométrie.
 La
molécule Schéma de Lewis de la Géométrie de la molécule
de molécule :

dioxyde
de
carbone

CO2
Molécule linéaire


Type : AX2

b)- Donner la représentation de Lewis de la molécule de d’éthène. Donner son type et sa
géométrie.

- On prend individuellement chaque atome de carbone comme atome central.



La Géométrie de la molécule
molécule
de Schéma de Lewis de la molécule : On prend individuellement chaque atome
de carbone comme atome central. On fait
dioxyde la même chose pour chaque atome de
de carbone.
carbone
Le type est AX2X’ qui est analogue
C2H4 à AX3 pour chaque atome de carbone.

Chaque atome de carbone est trigonal.
Type : AX3 pour chaque atome de carbone
► Insuffisance du modèle :

- La méthode VSEPR ne permet pas de déterminer complètement la géométrie de la
molécule.




- L’association de et peut donner :
 2
1




o
u




- L’étude stéréochimique montre que la molécule est plane.
Géométrie de la molécule




α = 117,4°

β = 121,3°

ℓC – H = 109 pm

ℓC = C = 134 pm

► Les caractéristiques géométriques obtenues avec l’éthène se retrouvent dans
tous les alcènes.

- Les 2 atomes de carbones doublement liés sont trigonaux,

- Les angles sont voisins de 120 ° pour les atomes trigonaux.
 V- Molécules de types AXnEp.

1)- Méthode VSEPR.

On compte le nombre total de paires d’électrons liés et libres entourant l’atome
central sans les différencier.

On en déduit la géométrie de la molécule ou de l’ion conditionnée par la
répulsion minimale.

Une paire d’électrons libres est plus répulsive qu’une paire d’électrons liés.

- L’angle entre deux paires libres est plus grand que l’angle entre deux paires liantes.

2)- Cas importants.
Paires
1 2 1
libres p
Type de
molécule AX3E1 AX2E2 AX2E1
s




Géométri
e Ou




Angle α < 109,5 ° α < 109,5 ° β < 120 °
Structure Pyramidale trigonale Angulaire ou coudée Structure angulaire

3)- Exemples de molécules et d’ions.
 - Donner la représentation de Lewis des molécules et ions suivants :

- H2O, H3O+, OH–, NH3, CO32–, de l’ozone O3,

- Donner le type et en déduire la géométrie.
Géométrie de la molécule

Arrangement tétraédrique
Schéma de Lewis de la
molécule :



La
molécule
d’eau

H2 O


Molécule coudée

α < 109,5 °

α ≈ 104,5 °
Type : AX2E2




Géométrie de l’ion

Schéma de Lewis Arrangement tétraédrique

de l’ions :


L’ion
oxonium

H3 O+
 L’oxygène est tétraédrique

L’ion oxonium a une structure

Pyramidale à base triangulaire

α < 109,5 °

α ≈ 107,5 °
Type : AX3E




Schéma de Lewis : Géométrie




L’ion
carbonateCO32–




Forme triangulaire plane

Carbone trigonal
Type : AX3




Schéma de Lewis :


La Géométrie
molécul
e Forme triangulaire plane
d’ozone
Oxygène trigonal
O3
La règle de l’octet n’est pas vérifiée
pour l’atome d’oxygène central
 La règle de l’octet est vérifiée pour
tous les atomes d’oxygène



α ≈ 120 °
Type : AX2E1

- Déterminer la représentation de Lewis de la molécule d’acide méthanoïque CH2O2.

- En déduire sa géométrie à l’aide de la méthode VSEPR.



Géométrie

L’atome de carbone joue un rôle central

Carbone trigonal



Schéma de Lewis :


La molécule
d’acide
méthanoïqueCH2
O2
 L’atome d’oxygène 2 est tétraédrique

α ≈ 120 °

β ≈ 105 °
Type de l’atome de carbone central : AX3

Type de l’atome d’oxygène 2 : AX2E2