Notions de cours


Modèle de Lewis et théorie VSEPR



Ce rappel de cours sera une source pour les questions de cours d'oral  " modèle de Lewis" et "Méthode VSEPR"

 I- Le modèle de Lewis

Principes de base  et mode de représentation

On sait que les atomes les plus stables chimiquement sont les gaz rares. On attribue cette stabilité à la couche de valence pleine de ces atomes.

Lewis considère alors que si des atomes établissent une structure moléculaire stable, c'est que dans la molécule constituée, chaque atome a acquis la configuration de valence du gaz rare qui le suit dans la classification, grâce à une mise en commun d'électrons de la couche de valence des atomes liés.

C'est la mise en commun d'électrons qui constitue la liaison entre les atomes. Deux électrons mis en commun entre deux atomes constituent une liaison. Ils seront représentés sous forme d'un tiret entre les deux atomes partageurs. On appellera ce doublet un doublet de liaison ou doublet liant ou doublet lié.

Si les atomes présentent sur leur couche de valence des électrons non mis en commun, ils seront représentés par paire, par un tiret, localisé sur l'atome porteur. On appellera cette paire d'électrons un doublet libre ou doublet non liant.

Un électron non "apparié" apparaitra par un point ° .

Vous aurez remarqué que tout ce modèle est relatif aux électrons de valence

Règles et méthode en 6 points

Soit une entité chimique , neutre ou chargée , constituée d'un certain nombre d'atomes.

1- Compter le nombre d'électrons de valence de chaque atome neutre .

2- Sommer sur l'ensemble de la molécule l'ensemble des électrons de valence : y ajouter ( respectivement retrancher) autant d'électrons que de charges négatives ( positives ) si la molécule est chargée négativement   ( positivement)
On obtient donc le nombre N d'électrons de valence à mettre en commun.    

3- Si N est  pair , on dessinera N/2 doublets autour des atomes dans la molécule
     Si N est impair , on dessinera [( N-1 ) / 2 ] doublets + 1 électrons célibataire ° autour des atomes dans la molécule.

EXEMPLES




Règles de mise en commun :

4- Placer tous les doublets autour des différents atomes en respectant les règles énoncées ci-dessus . Vérifier le décompte des doublets autour de chaque atome et mentionner les  lacunes électroniques éventuelles. Dans le cas de molécules complexes, l'enchainement des atomes doit être fourni par ailleurs.


EXEMPLES




5- Chercher les charges éventuelles :
Pour chaque atome, vous connaissez le nombre d'électrons de valence correspondant à la neutralité  ( calculé au 1- ) . Soit n ce nombre.
Dans la molécule, cet atome est entouré d'un certain nombre d'électrons : chaque doublet de liaison apporte 1 électron à l'atome, chaque doublet libre compte pour 2 électrons qui lui appartiennent en propre , un électron célibataire compte pour un électron .

EXEMPLES




6- Chercher les éventuelles formes mésomères:
La forme mésomère principale doit :

Si le respect de toutes ces priorités conduit à plusieurs écritures, alors elles doivent toutes être mentionnées.

D'autres formes mésomères peuvent être écrites pour mettre en valeur certaines réactivités, mais ne représenteront pas la forme stable de la molécule.

EXEMPLES



 II- LA MéTHODE VSEPR

Principes et Notions de géométrie

Dans ce modèle, la disposition dans l'espace des doublets mentionnés dans le modèle de Lewis (préalable) , est imposée par la répulsion entre les nuages électroniques de valence  autour de chaque atome. On raisonne atome par atome , pour trouver la disposition de ces nuages autour de lui.

Les  nuages de charge négative, exercent une répulsion entre eux que la nature chercherait à minimiser ( toujours à la recherche de l'état le plus stable ...le nirvana moléculaire quoi ... )
Or pour minimiser une répulsion...il faut éloigner le plus possible les éléments en répulsion, sauf que tous les nuages sont "attachés" par une extrémité au noyau de l'atome regardé
Conséquence : la disposition adoptée par les nuages dans l'espace correspond à des figures géométriques prévisibles, autour du noyau, disposition qui dépend seulement du nombre de nuages (liants ou non-liants, peu importe ).

On remarquera que le mot nuage a été employé et non doublet, car des liaisons multiples existent : une double liaison, relative à deux doublets, ne définit que une seule direction de liaison ou un seul nuage, de même qu'une triple liaison...

On peut "deviner " ces figures : Soit A l'atome autour duquel sont disposés les nuages ( liants ou non liants) :


2 nuages
Le long d'une ligne, les nuages électroniques sont séparés par l'angle maximium : 180°
3 nuagesLes nuages électroniques sont séparés par un angle de 120° dans un même plan .

Les extrémités de ces nuages pointent vers les sommets d'un triangle équilatéral au centre duquel se trouve l'atome A .
4 nuagesLes nuages électroniques sont séparés par un angle de 109°28' , car ils pointent vers les sommets d'un tétraèdre régulier, au centre duquel se trouve A
5 nuagesIl n'existe pas de figure géométrique de symétrie d'ordre 5 ( renseignement fourni par d'éminents matheux...) donc tous les angles ne sont pas identiques :

3 nuages sont séparés par un angle de 120° vers les sommets d'un triangle équilatéral ( dans le plan horizontal  ici )

Les 2 autres nuages pointent verticalement vers le haut et le bas, séparés d'un angle de 90° des 3 autres doublets.

Les nuages pointent vers les sommets d'une bi-pyramide à base triangulaire au centre de laquelle se trouve A
6 nuagesLes nuages sont séparés par un angle de 90° .

 Ils pointent vers les sommets d'un octaèdre régulier, au centre duquel se trouve A


Détermination de la géométrie d'un assemblage d'atomes

On ne peut déterminer la géométrie qu'autour d'un atome pris comme référence ( en général, l'atome le plus lié )

1-  Déterminer la structure de Lewis de l'assemblage d'atomes. Compter les nuages ( N ) autour de l'atome de référence A qu'ils soient liants ou non .

2- En déduire la figure géométrique de base donnant la disposition de ces nuages dans l'espace d'après le tableau ci-dessus.

3-  Distinguer alors les nuages ou doublets non-liants ( ou doublets libres) appelés E, au nombre de q , des nuages liants  X au nombre de p , qui sont sur l'atome  de réference A ( q + p = N ) . La molécule est alors codifiée du type AEqXp  . On rappelle qu'une double ou triple liaison constitue un seul nuage.




 Règle 1 : Les nuages (ou doublets) non liants ont un  un effet répulsif supérieur à celui des nuages liants ( qui sont tenus par les noyaux des atomes liés )

Conséquence : la figure géométrique de base se déforme :
Dans les figures à 2,3,4,nuages, choisir un ou plusieurs nuage comme non liant ne pose pas de problème, car tous sont équivalents
Dans la figure à 6 nuages, choisir 1 nuage comme doublet non liant ne pose pas non plus de problème, car tous sont équivalents .

Mais , dans la figure à 5 nuages ou dans la figure à 6 nuages pour le choix de plusieurs non-liants, se pose un problème de choix...

Règles 2  :
On précise que ces règles ne sont que la transcription des observations expérimentales...




4-  Dessiner alors la figure géométrique de base, éventuellement déformée, après le choix des positions des doublets non liants. Marquer les angles devenus inférieurs aux valeurs de base entre doublets liants . Effacer les doublets non liants .  

5-  Observer la figure obtenue, formée par les atomes qui entourent A, et en déduire les caractéristiques géométriques de l'assemblage d'atomes autour de A . En utilisant le vocabulaire adéquat ,  nommer la géométrie de l'assemblage d'atomes autour de A .  

Vocabulaire :

On rappelle que 3 points définissent un plan...il n'y a donc rien d'exceptionnel à ce qu'une molécule constituée de 3 atomes soit plane ...elles le sont toutes !!!
C'est donc une "caractéristique" totalement superflue, sans aucun intérêt...n'importe quel matheux pourrait vous le dire !


Par contre , 3 atomes alignés...çà , c'est remarquable => soit la molécule est linéaire,  soit elle est coudée , auquel cas, il est intéressant de préciser l'angle intérieur du coude, ou du moins un ordre de grandeur / valeur de la figure de base...  

Pour les molécules à 4 atomes : s'ils sont dans un même plan , çà c'est remarquable : la molécule sera donc dite plane , en précisant la figure qui est dessinée : on dira trigonale ( plane ) si la figure est un triangle équilatéral au centre duquel est A.Elle peut aussi être plane en T ...

etc... le tout est dans votre cours ...il n'y a pas grand chose à apprendre...les matheux ont donnés des noms connus depuis longtemps aux formes géométriques que vous rencontrerez ...Parfois le chimiste est poète ...il parlera de molécule papillon...  pour les figures originales .

Les tableaux ci-dessous récapitulent tout ceci :  

base
p+q = 2AX2linéaire
AEXRAS


base
p+q = 3AX3molécule plane
triangulaire ou trigonale
AEX2molécule coudée
angle < 120°
AE2XRAS

base
p+q =4
AX4molécule tétraédrique
A au centre du tétraèdre
AEX3molécule pyramidale
à base triangulaire
A au sommet de la pyramide
AE2X2molécule coudée
angle < 109°
AE3XRAS

base
p+q = 5AX5molécule bipyramidale
à base triangulaire
A au centre de la bipyramide
AEX4molécule papillon
AE2X3molécule en T
(légèrement déformé)
AE3X2molécule linéaire
AE4XRAS


base
p+q = 6AX6molécule octaédrique
A au centre de l'octaèdre
AEX5molécule pyramidale
à base carrée
A au centre de la base
AE2X4molécule plan carrée
A au centre du carré
AE3X3molécule en T
(légèrement déformé)
AE4X2molécule linéaire
AE5XRAS


YAPLUKA...vous entraîner à appliquer tout çà pour être efficace en un temps record le jour du concours devant la (les) molécules qui vous sera(ont) proposée(s)...







































































CH2N2C : 4 e-
2H: 2x1  e-
2N: 2x5  e-                                       Total : 16 e-   =>    8 doublets
Si2O76-2 Si : 2x4 e-
7O : 7x6 e-
charge 6- : +6 e-                              Total : 56 e- =>    28 doublets                       
NO2+N :  5 e-
2O : 2x6 e-
Charge +  :  - 1 e-                             Total  :   16 e-   =>   8  doublets
Br2-2 Br : 2x7 e-
Charge -  :  + 1 e-                             Total   :  15 e-  =>  7 doublets + 1 e- célibataire

                                                                                                         Retour  :


























































CH2N28 doublets
Si2O76-28 doublets
NO2+8 doublets
Br2-7 doublets + 1 célibataire

Retour :
































































CH2N2C : n = 4  ;      ici  1 doublet  et 3 liaisons
                        soit         2+3 = 5       =>  -
N1 : n= 5   ;    ici   4 liaisons
                       soit         4                   =>   +
N2 : n= 5   ;    ici   1 doublet  et 3 liaisons
                       soit        2 + 3 = 5       =>  neutre
Si2O76-Si : n=4   ;    ici      4 liaisons
                     soit           4                   => neutre
O1 : n=6 ;     ici  3 doublets et 1 liaison
                     soit      3x2 +1 = 7         => -
O2 : n=6 ;     ici   2 doublets et 2 liaisons
                     soit      2x2+2  = 6          => neutre
NO2+
N : n= 5   ;    ici    3 liaisons
                     soit         3                     => 2+
O1 : n=6 ;     ici 3 doublets et 1 liaison
                     soit      3x2 +1 = 7         => - 
O2 : n=6 ;     ici   2 doublets et 2 liaisons
                     soit      2x2+2  = 6          => neutre
Br2-Br1 : n=7 ;   ici 3 doublets et 1 liaisons
                     soit   6 + 1 = 7                => neutre
Br2 : n=7 ;   ici 3 doublets et 1 liaisons et 1 e- 
                     soit   6 + 1 + 1  = 8         => -


Retour :






















































     a priori ces deux formes sont acceptables. La seconde devrait être privilégiée car elle porte la charge - sur l'atome le plus électronégatif

   La première forme est interdite car elle ne respecte pas la règle de l'octet pour N . Seule la deuxième forme est acceptable dans un exercice qui vous demande de donner la structure de Lewis de NO2.


  La première forme n'est a priori pas interdite, mais l'atome de soufre portant la charge négative est peu compatible avec les électronégativités relatives de S et de O ( O>S) . Elle ne sera donc pas écrite . On rappelle que le soufre peut déroger à la règle de l'octet sans problème.


  La première forme sera largement privilégiée . L'argument de non symétrie est valable : on constate expérimentalement que la géométrie de I3- est exclusivement imposée par cette écriture.


 Les deux écritures équivalentes seront obligatoirement données toutes les deux pour montrer l'équivalence des deux O terminaux.


     La première forme est la seule obligatoire, dans la mesure où les deux autres mentionnent des charges, et un C qui ne respecte pas la règle de l'octet. Toutefois , on est amené à les écrire pour montrer l'électrophilie de ces deux  carbones.


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