Post on 03-Apr-2015
NH
H
O
NH2HCOOH
COOCH3
Aspartame
GÉOMÉTRIE MOLÉCULAIRE
• La forme d’une molécule dépendant du montant de doublets liants et de doublets non liants (libres) d’électrons sur sa couche de valence.
GÉOMÉTRIE MOLÉCULAIRE
Doublet non-liant
Doublet liant
• Une molécule possède obligatoirement des doublets liants (paires d’électrons qui participent à une liaison chimique) mais parfois aucun doublet non liants (paires d’électrons qui ne participent pas à une liaison chimique).
GÉOMÉTRIE MOLÉCULAIRE
• Exemple 1 - La molécule de CO2 possède quatre doublets liants et aucun doublets libres sur son atome central.
• Exemple 2 - La molécule d’eau possède deux doublets liants et deux doublets libres sur son atome central.
GÉOMÉTRIE MOLÉCULAIRE
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Géométrie moléculaire
Selon cette théorie, les principales géométries moléculaires sont les suivantes:
La théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (RPECV) énonce comme principe que les doublets liants et les doublets non liants d’électrons de valence d’un atome se séparent le plus possible les uns des autres pour minimiser les forces de répulsion.
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Géométrie moléculaire
La théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (RPECV) énonce comme principe que les doublets liants et les doublets non liants d’électrons de valence d’un atome se séparent le plus possible les uns des autres pour minimiser les forces de répulsion.
DNL – Doublet non liant
DL- Doublet liant
Les forces de répulsion entre les doublets se situent comme suit en ordre décroissant :
DNL – DNL > DNL – DL > DL – DL
répulsion répulsion répulsion entre entre entre doublets non liants doublets non liants doublets liants
et doublets liants
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Géométrie moléculaire
Donc, des DNL se repoussent d’avantage que un DNL et un DL ou encore deux DL.
Exemple : Chaque molécule ci-dessous possède 4 paires d’électrons autour de l’atome central. Pourtant, les angles entre les atomes sont différents dus aux nombres différents de DNL et DL que possèdent ces molécules.
H2O NH3 CH4
HOH = 104,5o HNH = 107,3o HCH = 109,5o
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Détermination de la géométrie d’une molécule selon cette méthode:
H
H H
H H
H H
H
HH HH géométrie linéaire
géométrie trigonale plane
Structure de Lewis Disposition spatiale desdoublets électroniques
Géométrie de la moléculetrigonale pyramidale
Dans le cas de composés à liaisons multiples, la liaison multiple est assimilée à une simple liaison :
Géométrie moléculaire
5 figures de base (voir figure 4.11 p.179Linéaire 1800 (AX2) bipyramide triangulaire 900 et 1200 (AX5)Triangulaire plane 1200 (AX3) octaédrique 900 et 900 (AX6)Tétraédrique 109,50 (AX4)
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
– Structure linéaire:Deux paires électroniques(les liaisons multiples
étant assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome central
Géométrie moléculaire
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
– Structure trigonale plane:
Trois paires électroniques(les liaisons multiples étant
assimilées à une seule paire électronique) entourent l’atome central
B HH
H
S O
O
Géométrie moléculaire
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
– Structure tétraèdrique:
Quatre paires électroniques entourent l’atome central
H
HHH
N
H HH O
H H
Géométrie moléculaire
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Géométrie moléculaire
Exemples: CO2
Atome central: CDoublet liant : 4Doublet libre : 0Forme de la molécule : tétraédrique (AX4)
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Géométrie moléculaire
Exemples: PF3
Atome central: PDoublet liant : 3Doublet libre : 1Forme de la molécule : tétraédrique (AX3E1)
THEORIE DE LA REPULSION DES PAIRES ELECTRONIQUES DE VALENCE
Géométrie moléculaire
Exemples: PCl5
Atome central: PDoublet liant : 5Doublet libre : 0Forme de la molécule : bipyramide triangulaire (AX5)
Niveau d’énergie de valence élargit(+ que 8 é périphérique)
Faire les exercices 18, 19 et 20 p. 185 et 21 et 22 p.186