Forme moléculaire

Nous utilisons les structures de Lewis ainsi que la théorie de la répulsion des paires d’électrons de la coquille de Valence pour prédire les structures des molécules. L’idée derrière cela est que les électrons dans les orbitales remplies vont se repousser les uns les autres parce qu’ils ont la même charge (tout comme les aimants avec la même polarité se repoussent).

1. Toutes les paires d’électrons, les paires de liaison et les paires solitaires, sont importantes pour déterminer la forme d’une molécule.
2. Les paires de liaison sont plus petites que les paires solitaires parce qu’il y a 2 noyaux chargés positivement qui les attirent.
3. Les liaisons simples sont plus petites que les liaisons doubles et les liaisons doubles sont plus petites que les liaisons triples.
4. Si un atome central (A) est entouré de différents atomes (B et C) dans la molécule ABxCy, les tailles relatives de B et C peuvent affecter la structure de la molécule.

La première étape consiste à construire la meilleure structure de Lewis de la molécule. Examinons quelques exemples : CH4, NH3, BH3

Les paires d’électrons sur l’atome central seront disposées de manière à maximiser leur distance aux autres. Deux paires seront toujours séparées de 180 degrés, dans une disposition linéaire. Trois paires seront séparées de 120 degrés, dans un arrangement trigonal. Quatre paires seront disposées en tétraèdre, à 109 degrés de distance. Lorsqu’il y a 5 paires d’électrons, il y a deux arrangements possibles : bipyramidal trigonal (angles de 90 et 120 degrés) et pyramidal carré (angles de 90 degrés). La structure bipyramidale trigonale est la moins énergétique, mais la structure pyramidale carrée est assez proche et est également importante. Lorsqu’il y a 6 paires d’électrons, elles occupent les sommets d’un octaèdre (angles de 90 degrés).

Le méthane et l’ammoniac ont tous deux 4 paires d’électrons, disposées en tétraèdre. Seules trois de ces paires sont liées à un autre atome dans l’ammoniac. Le borane a 3 paires d’électrons et doit être trigonal.

Géométrie de coordination

Les paires d’électrons liantes et non liantes déterminent toutes deux la structure mais nous nommons la géométrie des molécules en fonction de la disposition des atomes.

Paires d’électrons	0 paires solitaires	1 paire solitaire	2 paires solitaires	3 paires solitaires
2 e- paires	linéaire	linéaire	non	non
3 e- paires	trigonales	courbées	linéaires	non
4 e- paires	tétraédrique	pyramidal trigonal	courbé	linéaire
5 e- paires	trigonale bipyramidale	disphénoïdale	en forme de T	linéaire
6 e- paires	octaédrique	pyramidal carré	planaire carré	T-en forme de T

Les angles de liaison réels seront généralement déformés par rapport aux angles idéalisés dans les images ci-dessus parce que toutes les liaisons et les paires d’électrons non liantes n’ont pas la même « taille ».

paires uniques >triple liaison >double liaison >simple liaison
Aussi, les atomes qui sont liés à un atome central font une différence. Les atomes I sont beaucoup plus grands que les atomes H dans CH2I2 et l’angle H-H est plus petit que l’angle idéal de 109 deg alors que l’angle I-I est plus grand.
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