LES PRINCIPALES GÉOMÉTRIES DES MOLÉCULES PDF

LES PRINCIPALES GÉOMÉTRIES DES MOLÉCULES Représentation de Cram Représentation de Cram 1. Développée par Robert Cram, la représentation de Cram est utilisée pour symboliser la géométrie des molécules. 2. Elle illustre les liaisons moléculaires dans un plan, avec : 3. Liaison dans le plan...

LES PRINCIPALES GÉOMÉTRIES DES MOLÉCULES Représentation de Cram Représentation de Cram 1. Développée par Robert Cram, la représentation de Cram est utilisée pour symboliser la géométrie des molécules. 2. Elle illustre les liaisons moléculaires dans un plan, avec : 3. Liaison dans le plan de la diapositive. 4. Liaison vers l'avant du plan (généralement représentée par un triangle plein). 5. Liaison vers l'arrière du plan (représentée par un triangle vide). LES PRINCIPALES GÉOMÉTRIES DES MOLÉCULES Théorie VSEPR Formalisme AXnEp Formalisme AXnEp Utilisé dans la théorie VSEPR pour décrire la géométrie moléculaire. Notation 1. A : atome central considéré. 2. n : nombre d’atomes liés à A. 3. p : nombre de doublets non liants sur A. Règles de traitement 1. Les liaisons doubles/triples sont traitées comme des liaisons simples en matière de répulsion. 2. Le doublet non liant exerce une répulsion plus forte qu’un doublet liant. Exemples 1. AX3E0 (ou AX3) : trois atomes liés, aucune paire de doublets non liants. 2. AX2E2 : deux atomes liés, deux paires de doublets non liants. Ce formalisme aide à prédire la géométrie des molécules en fonction du nombre total de directions des doublets d'électrons autour de l'atome central. Figures de répulsion Figures de répulsion Représentent la géométrie globale autour d'un atome central dans une molécule. Déterminées par le nombre total de directions (doublets liants et non-liants) autour de l'atome : 1. 2 directions (n + p = 2) : Figure de répulsion linéaire.  2. 3 directions (n + p = 3) : Figure de répulsion trigonale (ou triangle plan). 3. 4 directions (n + p = 4) : Figure de répulsion tétraédrique. L'objectif est de minimiser les répulsions entre les doublets d'électrons autour de l'atome central. LES PRINCIPALES GÉOMÉTRIES DES MOLÉCULES Les principales géométries Les géométries linéaire et triangle plan Géométrie linéaire 1. Correspond à une figure de répulsion où n + p = 2. 2. Exemple de notation : AX₂E₀ (ou AX₂). 3. Illustration : CO₂, avec un angle de liaison de 180°. 4. La géométrie linéaire est caractérisée par une disposition des atomes en ligne droite. Géométrie triangle plan 1. Correspond à une figure de répulsion où n + p = 3. 2. Exemple de notation : AX₃E₀ (ou AX₃). 3. Illustration : Formaldéhyde (H₂CO), avec un angle de liaison de 120°. 4. Cette géométrie est souvent observée autour du carbone dans des composés tels que les cétones et les aldéhydes. Les géométries issues du tétraèdre Géométries issues du tétraèdre Géométrie tétraédrique 1. Correspond à une figure de répulsion où n + p = 4. 2. Exemple : Méthane (CH₄), avec quatre liaisons simples. 3. Caractérisée par un angle de liaison d'environ 109,5°. Géométrie pyramidale (ou pyramide trigonale) 1. Également une figure de répulsion tétraédrique (n + p = 4). 2. Exemple : Ammoniac (NH₃), avec trois liaisons simples et une paire de doublets non liants. 3. La géométrie autour de l’azote dans les amines est pyramidale. Géométrie coudée (ou plane coudée) 1. Découle également d'une figure tétraédrique (n + p = 4). 2. Exemple : Eau (H₂O), avec deux liaisons simples et deux paires de doublets non liants. 3. Caractéristique des molécules avec un atome central portant des liaisons ayant des angles de liaison inférieurs à 109,5°. LES PRINCIPALES GÉOMÉTRIES DES MOLÉCULES Notion de polarité Notion de polarité Une molécule est considérée comme polaire si : 1. Elle possède des liens polarisés. 2. Le centre des charges partielles positives ne coïncide pas avec le centre des charges partielles négatives. En revanche, une molécule est apolaire si les deux centres coïncident. Les liaisons polarisées ont un caractère ionique partiel, avec des charges partielles notées ( delta^+ ) (positive) et ( delta^- ) (négative) attribuées à chaque atome. Exemples de liaisons polarisées d'importance biologique 1. O—H (hydroxyles) 2. N—H (amines) 3. C—O (alcools, cétones) Exemples de polarité 1. CH₄ : apolaire (aucune liaison polarisée). 2. H₂O et NH₃ : polaires (présence de liaisons polarisées et géométries qui ne confondent pas les centres de charges).