De la structure à la polarité des molécules - Géométrie des molécules (partie C)

Document 1 - Modèle de la liaison chimique

Le chimiste américain Gilbert Norton Lewis (1875-1946) a remarqué que seuls les électrons de valence des atomes interviennent dans les liaisons chimiques lors de la formation des molécules. Dans le schéma de Lewis, tous les électrons de valence de chaque atome doivent être représentés. Un trait reliant deux atomes symbolise une paire d’électrons qui forme une liaison covalente ; on parle de doublet liant. Un trait accolé à un atome symbolise une paire d’électrons non engagés dans une liaison ; on parle de doublet non liant.

Document 2 - Modèle de répulsion de Gillespie

Dans une molécule, les doublets d’électrons, qu’ils soient liants ou non liants, se repoussent mutuellement dans l’espace afin de maximiser leur éloignement. Ce phénomène, connu sous le nom de répulsion électronique, permet de prédire la géométrie des molécules.

Pour représenter cette répulsion électronique, on peut assimiler chaque doublet d’électrons à un ballon de baudruche. Lorsqu’on relie plusieurs ballons par leur embouchure, ils adoptent naturellement une disposition dans l’espace qui minimise les forces de répulsion entre eux. Ainsi, deux ballons s’organisent de manière linéaire, trois prennent une forme trigonale plane et quatre se disposent selon une géométrie tétraédrique.

Deux, trois ou quatre ballons liés entre eux adoptent naturellement une disposition spatiale qui minimise les forces de répulsion

Document 3 - Géométrie des molécules

Le tableau ci-dessous présente les différentes géométries moléculaires résultant de la disposition des liaisons autour d’un atome central, noté `"X"`. Cinq géométries principales sont illustrées ici : tétraédrique, pyramidale, coudée, linéaire et triangulaire.

Questions

1. Expliquer pourquoi il existe une répulsion entre les doublets dans les molécules.

2. Recopier les schémas de Lewis des molécules d'eau \(\mathrm{(H_2O)}\), de méthane \(\mathrm{(CH_4)}\), d'ammoniac \(\mathrm{(NH_3)}\) et de dioxyde de carbone \(\mathrm{(CO_2)}\). Indiquer les doublets liants en vert et les doublets non liants en rouge, pour chacune des molécules.

3. Ouvrir l’application "Mirage – Géométrie des molécules" sur votre smartphone. Cliquer sur "Démarrer", puis placer votre smartphone au-dessus de la carte n° 4 , présente dans le document annexe. Observer la forme de la molécule, indiquer sa géométrie, puis tenter de la représenter le plus fidèlement possible. Faire de même pour les trois autres molécules : ammoniac (carte n° 3), dioxyde de carbone (carte n° 5) et méthane (carte n° 7).

4. Scanner les cartes n° 8 et n° 9, respectivement de l’ammoniac et de l'eau, et indiquer ce qui explique la géométrie de ces molécules.

5. Dans la molécule de méthane, l’angle \(\widehat{\text{HCH}}\) est de 109,6°. L’angle \(\widehat{\text{HNH}}\) dans la molécule d’ammoniac n’est que de 106,7°. Proposer une explication à cette différence.

6. En analysant les exemples étudiés, recopier et compléter la phrase suivante :
La géométrie d'une molécule dépend du nombre de doublets .................................. et de doublets ................................... autour de l'atome central. Ces doublets se repoussent et se placent de manière à .............................................................................