Géométrie et polarité des entités chimiques Cours

Sommaire

IGéométrie des entités chimiquesALes modèles moléculairesBLa répulsion des doublets électroniquesCLa représentation de CramDLes différentes géométries possiblesIIPolarisation de liaisonAL'électronégativitéBPolarisation d'une liaison covalenteCPolarité d'une entité chimiqueIIIRécapitulatif

Rappels

Notion À savoir
Nombre de doublets électroniques autour d'un atome

Une entité chimique est stable si tous les atomes qui la composent respectent les règles du duet et de l'octet.

L'atome d'hydrogène doit donc former seulement une liaison covalente, et les autres atomes doivent être entourés de quatre doublets électroniques.

Pseudo-schéma de Lewis d'un atome Illustre le nombre d'électrons célibataires et de doublets non liants que possède un atome.
Pseudo-schéma de Lewis d'un ion S'obtient de la même manière que celui d'une molécule, mais en tenant compte des électrons gagnés ou cédés, dont le nombre est indiqué par la formule de l'ion.
Pseudo-schéma de Lewis d'une molécule Fait apparaître toutes les liaisons covalentes et les doublets non liants existant dans la molécule.
I

Géométrie des entités chimiques

A

Les modèles moléculaires

Les modèles moléculaires sont des outils efficaces pour observer simplement la géométrie d'une molécule.

L'utilisation de modèles moléculaires permet de mettre en évidence les géométries des molécules. Par convention, les atomes sont modélisés par des sphères de couleur, dont la taille dépend de leur nature.

-

Le modèle moléculaire de la molécule d'éthanol, \ce{C2H5OH}  :

-
B

La répulsion des doublets électroniques

Dans une entité chimique, les doublets électroniques portent des charges électriques de même signe (négative), ce qui fait qu'ils se repoussent. 

C'est la répulsion de ces doublets électroniques qui permet d'expliquer la géométrie des molécules, qui n'est pas donnée par leurs schémas de Lewis.

Les schémas de Lewis des entités chimiques n'indiquent pas leur géométrie.

Selon son schéma de Lewis, la molécule de méthane \ce{CH4} serait plane et ses liaisons seraient séparées par des angles de 90°. 

Son modèle moléculaire montre qu'en réalité c'est une molécule tridimensionnelle et que ses liaisons sont séparées par des angles d'environ 109°.

Schéma de Lewis et modèle moléculaire de la molécule de méthane

Schéma de Lewis et modèle moléculaire de la molécule de méthane

Par définition, les doublets électroniques (liants et non liants) ont une charge électrique négative. 

La géométrie d'une molécule est celle dans laquelle ces doublets, autour de chaque atome, s'écartent au maximum les uns des autres afin de minimiser leurs répulsions électrostatiques.

La géométrie tridimensionnelle de la molécule de méthane permet un plus grand espacement que si celle-ci était plane.

Cette théorie, qui donne la géométrie d'une entité chimique à partir de la prise en compte de la répulsion des doublets électroniques, porte le nom de théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) ou RPECV en français (Répulsion des paires électroniques de la couche de valence).

C

La représentation de Cram

Afin de représenter en deux dimensions les géométries tridimensionnelles des molécules, on utilise la représentation de Cram.

Représentation de Cram

La représentation de Cram d'une entité chimique illustre sa géométrie dans l'espace. 

Afin de représenter en perspective des géométries tridimensionnelles, on respecte les conventions suivantes :

  • une liaison dans le plan de la feuille est représentée par un trait fin ; 
  • une liaison en avant du plan est représentée par un trait gras ;
  • une liaison en arrière du plan est représentée par un trait pointillé.

Autour d'un atome central, quatre liaisons se disposent en s'inscrivant dans un tétraèdre dont la représentation de Cram est la suivante :

Représentation de Cram de 4 liaisons autour d'un atome central
Représentation de Cram de 4 liaisons autour d'un atome central

Les doublets non liants ne sont pas représentés, mais se disposent de la même façon que les doublets liants. Ainsi, ils influent sur la géométrie de l'entité par la place qu'ils occupent.

Si l'atome d'oxygène ne portait pas de doublets non liants, la molécule serait linéaire, avec un espacement de 180° entre ses deux doublets liants.

-

En réalité, les quatre doublets de l'atome d'oxygène s'inscrivent dans un tétraèdre, deux sommets étant occupés par les atomes d'hydrogène auxquels il est lié, les deux autres côtés par ses doublets non liants. 

Ainsi, la molécule d'eau est coudée.

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D

Les différentes géométries possibles

La géométrie d'une entité chimique est déterminée par le nombre de liaisons et de doublets non liants autour de l'atome central.

-
II

Polarisation de liaison

A

L'électronégativité

Certains atomes sont plus aptes à attirer vers eux les électrons d'une liaison covalente, on dit alors qu'ils sont davantage électronégatifs.

Électronégativité

L'électronégativité est une grandeur qui traduit la capacité d'un atome engagé dans une liaison covalente à attirer les électrons de la liaison. Ainsi, plus un atome est électronégatif, plus il aura tendance à attirer les électrons des liaisons covalentes qu'il partage. 

Dans une liaison \ce{O-H}, l'atome d'oxygène attire vers lui les électrons partagés car il est plus électronégatif que l'atome d'hydrogène.

Dans le tableau périodique des éléments, l'électronégativité augmente de gauche à droite et de bas en haut

L'élément le plus électronégatif est le fluor. Les gaz nobles ne sont pas concernés (ne formant pas de liaisons covalentes). 

Évolution de l'électronégativité dans le tableau périodique des éléments chimiques

Évolution de l'électronégativité dans le tableau périodique des éléments chimiques

On peut retenir que : 

  • Les éléments hydrogène H et carbone C ont pratiquement la même électronégativité.
  • L'électronégativité de l'oxygène O est supérieure à celle de l'azote N, elle-même supérieure à celle du carbone C.
B

Polarisation d'une liaison covalente

Certaines liaisons covalentes sont polarisées : les atomes qu'elles lient portent des charges partielles positives et négatives.

Une liaison entre deux atomes est polarisée si ces deux atomes ont des électronégativités différentes. Il apparaît alors : 

  • une charge partielle négative, notée « δ », sur l'atome de plus grande électronégativité ;
  • une charge partielle positive, notée « δ+ », sur l'atome de plus faible électronégativité.
  • La liaison \ce{H−H} n'est pas polarisée car les deux atomes sont identiques, donc de même électronégativité.
  • La liaison \ce{O−H} est polarisée car l'oxygène est un élément plus électronégatif que l'hydrogène : les électrons de la liaison sont attirés par l'atome d'oxygène qui porte alors une charge partielle négative δ, alors que l'atome d'hydrogène porte lui une charge partielle positive δ+.
-
C

Polarité d'une entité chimique

Une entité chimique polaire peut subir des interactions électrostatiques, à l'instar des particules électriquement chargées.

Entité chimique polaire

Une entité chimique polaire est une entité dont les barycentres (les centres géométriques) des charges partielles positives et négatives ne sont pas confondus.

La molécule d'eau \ce{H2O} possède deux liaisons \ce{O−H} polarisées. 

La géométrie coudée de la molécule d'eau fait que ses barycentres \ce{G+} et \ce{G^{–}} des charges partielles positives et négatives ne coïncident pas : la molécule est donc polaire.

Barycentres des charges partielles de la molécule d'eau
Barycentres des charges partielles de la molécule d'eau

Il ne suffit pas qu'une molécule comporte des liaisons polarisées pour qu'elle soit polaire, il faut aussi que sa géométrie n'annule pas globalement la répartition de ses charges partielles.

La molécule de dioxyde de carbone \ce{CO2} possède deux liaisons doubles \ce{C=O} polarisées car l'élément oxygène est plus électronégatif que l'élément carbone. 

La géométrie linéaire de la molécule de dioxyde de carbone fait que ses barycentres \ce{G+} et \ce{G^{–}} des charges partielles positives et négatives sont confondues, cette molécule est donc apolaire.

Barycentres des charges partielles de la molécule de dioxyde de carbone

Barycentres des charges partielles de la molécule de dioxyde de carbone

III

Récapitulatif

Géométrie adoptée par une entité chimique

Une entité chimique adopte la géométrie dans laquelle ses doublets électroniques sont les plus espacés possible.

Selon la règle de l'octet, les atomes sont généralement entourés de quatre doublets électroniques qui s'inscrivent alors dans un tétraèdre.

Électronégativité

Grandeur qui traduit la capacité d'un atome engagé dans une liaison covalente à attirer les électrons de la liaison.

Dans le tableau périodique des éléments, l'électronégativité augmente de gauche à droite et de bas en haut. 

Exemple
Le carbone et l'hydrogène ont quasiment la même électronégativité mais l'azote, le chlore et l'oxygène sont davantage électronégatifs.

Liaison covalente polarisée

Liaison entre deux atomes d'électronégativités différentes, le plus électronégatif portant une charge partielle négative « 

Représentation de Cram : figure représentant la géométrie tridimensionnelle d'une entité chimique

Représentation de Cram : figure représentant la géométrie tridimensionnelle d'une entité chimique

Exemple de liaison covalente polarisée

Exemple de liaison covalente polarisée

Entité chimique polaire

Entité chimique polaire