« Chimie générale/Composés et liaisons » : différence entre les versions

    Dans les molécules covalentes, chaque atome est lié à un autre atome. Par définition, ces liaisons sont constituées par des paires d´électrons. Étant chacune porteuse de charges électriques négatives, ces paires d´électrons se repoussent et tendent à s´écarter le plus possible afin de stabiliser la molécule. Cela engendre des formes caractéristiques pour les les molécules covalentes. Le modèle de Gillespie, du nom du chimiste canadien R.J Gillespie, encore nommé "modèle de répulsion des électrons de la couche de valence" (VSEPR valence shell electron pair repulsion) peut être utilisé pour prévoir approximativement la forme des molécules.

    Les molécules ne sont pas statiques : leurs liaisons sont continuellement tordues, tendues et fléchies. En accord avec la théorie quantique, les énergies de ces liaisons sont quantifiées, ce qui donne la base de la spectroscopie infrarouge: : un moyen important pour analyser les molécules organiques.

    Le modèle VSEPR n ´'est pas un bon modèle pour déterminer la forme des molécules. Il ne permet que d'interpréter les formes de molécules découvertes expérimentalement. IIl permet de prédire la forme de molécules similaires - ce qui rend le modèle très utile. Les méthodes modernes pour calculer l´état le plus stable des molécules peuvent prendre plusieurs heures du temps d´un superordinateur.

    Considérons une molécule covalente simple, le méthane (CH₄). Quatre atomes d'hydrogène entourent l´atome de carbone dans un espace à trois dimensions,. Chaque liaison CH consiste en une paire d´électrons. Les paires d'électrons tendent à s´écarter le plus possible sous l'effet de la répulsion électrostatique. On pourrait penser que cela mène à une structure plate avec chaque atome d´hydrogène séparé parde 90° . Cependant, en trois dimensions, il y a un eune configuration plus efficace. Si chaque atome d´hydrogène est un sommet d´un tétraèdre centré sur l´atome de carbone, ils seront séparés d´environ 109.5° - le maximum possible.

    Le modèle dedes liaisons de valencesvalence suggère que pour qu´une liaison covalente se forme, deux "orbitales" atomiques doivent se superposer suffisamment pour qu´elles puissent partager ces électrons.

Dans l´atome de carbone, les orbitales 2s et 2p ont des énergies différentes. Si l´orbitale 2s combine avec les trois orbitales 2p , il se forme quatre nouvelles orbitales hybrides '''sp³'''. Ces nouvelles orbitales hybrides sont identiques - elles sont disposées dans une géométrie tétraédrique et ont la même énergie. L´orbitale 1s de l´atome d´hydrogène peut se superposer avec une de ces orbitales hybrides du carbone. Ces nouvelles orbitales sont identiques - elles ont un arrangement tétraédrique et ont la même énergie (elles sont ¦dégénérées). Les orbitales 1s de l´atome d´hydrogène peuvent maintenant se recouvrir et former avec les orbitales ¦hybrides des liaisons covalentes simples. sp³ .

    Le modèle VSEPR traite les paires d´électrons non-liants de la même façon que les électrons de liaison. Dans l´ammoniac (NH₃) par exemple, il y a trois atomes d´hydrogène et une paire d´électrons non-liants entourant l´atome central d'Azote. Vu qu´il y a quatre groupes, l´ammoniac a une forme tétraédrique mais contrairement au méthane, l´angle entre les atomes d´hydrogène est un peutpeu plus petit, : '''107.3°'''. On peut expliquer ce fait en supposant qu´une paire d´électrons non-liants prend plus de place physiquement qu´une paire d´électrons de liaison. Cette explication est raisonnable : dans une liaison, les électrons de liaison sont distribués entre deux atomes tandis qu´une paire non-liante est située seulement sur uneun paireatome. Vu qu´elle est plus grosse, la paire non-liante repousse les autres électrons.

L'utilisation de ce modèle permet également de justifier la géométrie de la molécule d'eau. Dans l´eau (H₂O), l'atome O est lié à deux atomes H et porte deux paires d´électrons non-liants, formant quatre sites de répulsion au total. Les paires d´électrons se repoussent dans une géométrie tétraédrique. L´angle entre les atomes d´hydrogène est de '''104.5°''' ce qui est attendu par le modèle. Les deux électrons non-liants rapprochent les paires liantes, donnant un angle plus petit que pour l´ammoniac.

Chacune de ces paires tend donc à repousser les autres paires d'électrons qui figurent dans la molécule : on parle de site de répulsion.

    Dans quelques molécules, il y a moins de quatre paires d´électrons de valence. Cela arrive pour les atomes déficients en électrons comme le bore et le béryllium, qui ne respectent pas la règle de l´octet (ils ne peuvent avoir l´un, 6, ou l´autre, 4 électrons de valence). Dans le trifluorure de bore (BF₃), il n´y a que trois paires d´électrons qui se repoussent l´un l´autre pour former une structure plane . Chaque atome de fluor est séparé de 120°. Un autre type d´orbitales hybrides est formé dans ces molécules. L´orbitale 2s et deux orbitales 2p se combinent pour pour former trois orbitales hybrides '''sp² orbitales hybrides '''. La troisième orbitale p est vide.

    Le béryllium , de son coté, forme seulement deux paires d´électrons de valence . Elles se repoussent jusqu´à 180°, pour former une molécule linéaire. Un exemple est le chlorure de béryllium qui a deux atomes de chlore liés à l´atome de béryllium. Une orbitale 2s et une orbitale 2p combinent pour former deux '''orbitales sp hybrides'''.