Différences

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--- cours:lycee:generale:premiere_generale:physique_chimie:structure_et_geometrie_des_especes_chimiques [2025/06/13 22:37] – Cours généré par l'IA: Structure et géométrie des espèces chimiques (lycee, premiere_generale, physique_chimie) wikiprof
+++ cours:lycee:generale:premiere_generale:physique_chimie:structure_et_geometrie_des_especes_chimiques [2025/06/18 00:23] (Version actuelle) – prof67
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 ===== Prérequis =====
-Ce cours nécessite une bonne connaissance des notions de base sur la structure de l'atome (nombre de protons, neutrons, électrons, couches électroniques, règles de l'octet) vues en seconde et en première. Il s'inscrit dans la continuité des chapitres sur le modèle de Lewis et la liaison chimique. Ce cours est indispensable pour la compréhension des réactions chimiques et de la chimie organique.
+Ce cours nécessite la maîtrise des notions de base sur la structure atomique (nombre de protons, neutrons, électrons, couches électroniques, règles de l'octet) et des liaisons chimiques (liaison covalente, liaison ionique) vues en seconde. Il s'inscrit dans la continuité du chapitre sur la liaison chimique et prépare à l'étude des réactions chimiques en solution. Ce chapitre est placé au début du semestre afin de fournir les outils nécessaires à la compréhension des réactions chimiques.
-===== Chapitre 1 : Le modèle de Lewis et la géométrie des molécules =====
+===== Chapitre 1 : La représentation de Lewis et la notion de doublet liant et non liant =====
-==== 1.1 Le modèle de Lewis : représentation des liaisons covalentes ====
+==== 1.1 Représentation de Lewis : un outil indispensable ====
-Le modèle de Lewis permet de représenter la structure des molécules en visualisant la répartition des électrons de valence. Une **liaison covalente** est formée par le partage d'une ou plusieurs paires d'électrons entre deux atomes.
+La **représentation de Lewis** est un outil graphique permettant de visualiser la répartition des électrons de valence dans une molécule ou un ion. Elle permet de prévoir la **géométrie** de la molécule et son **caractère polaire ou apolaire**.
-* **Règle de l'octet:** Les atomes tendent à acquérir une configuration électronique stable en ayant 8 électrons sur leur couche de valence (sauf l'hydrogène et l'hélium qui sont stables avec 2 électrons).
+  * **Définition :** La représentation de Lewis consiste à représenter les atomes par leur symbole chimique, et les électrons de valence par des points (•) ou des traits (-) représentant les doublets liants et non liants. Les électrons de valence sont les électrons de la dernière couche électronique.
-* **Doublets liants:** Paire d'électrons impliqués dans une liaison covalente, représentés par un trait entre les symboles des atomes.
-* **Doublets non liants (ou doublets libres):** Paire d'électrons de valence qui ne participent pas à une liaison covalente, représentés par deux points près du symbole de l'atome.
-**Exemple:** La molécule de méthane (**MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_0**) : Le carbone possède 4 électrons de valence et chaque hydrogène 1. Le carbone forme 4 liaisons covalentes avec les 4 atomes d'hydrogène pour respecter la règle de l'octet.
+  * **Règle de l'octet:** La plupart des atomes tendent à acquérir une configuration électronique stable en ayant 8 électrons sur leur couche de valence (octet). Exception notable : l'hydrogène, qui vise un doublet électronique.
-```
+  * **Exemple :** Représentons la molécule de méthane, CH₄. Le carbone possède 4 électrons de valence, et chaque hydrogène possède 1 électron de valence. La représentation de Lewis est :
  H
  |
-H - C - H
+ H-C-H
  |
  H
-```
+ Chaque trait représente un doublet liant (2 électrons mis en commun entre deux atomes). Le carbone respecte la règle de l'octet, tout comme chaque hydrogène.
-==== 1.2 Exceptions à la règle de l'octet ====
+==== 1.2 Doublets liants et non liants ====
-Certains atomes peuvent avoir moins de 8 électrons de valence (**lacunes électroniques**) ou plus (**dépassement de la règle de l'octet**). Cela est notamment observé pour les atomes des périodes 3 et au-delà.
+  * **Doublet liant:** Un doublet liant est constitué de deux électrons mis en commun entre deux atomes pour former une liaison covalente. Il est représenté par un trait (-) dans la représentation de Lewis.
+  * **Doublet non liant:** Un doublet non liant est un doublet d'électrons appartenant exclusivement à un atome. Il n'est pas impliqué dans une liaison covalente et est représenté par deux points (::) dans la représentation de Lewis.
-* **Exemples de lacunes électroniques:** **MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_1** (bore possède seulement 6 électrons de valence).
+  * **Exemple:** Dans la molécule d'eau, H₂O, l'oxygène possède 6 électrons de valence. Deux de ces électrons forment des liaisons covalentes avec les deux atomes d'hydrogène (doublets liants), tandis que les quatre autres forment deux doublets non liants. La représentation de Lewis est :
-* **Exemples de dépassement de la règle de l'octet:** **MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_2** (soufre possède 12 électrons de valence).
-==== 1.3 Géométrie des molécules : la théorie VSEPR ====
+ H
+ |
+ O:
+ |
+ H
-La **théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)** permet de prédire la géométrie d'une molécule en considérant la répulsion entre les doublets électroniques (liants et non-liants) autour de l'atome central. Les doublets se repoussent et s'orientent de façon à minimiser cette répulsion. Ceci engendre des angles de liaisons spécifiques.
+==== 1.3 Exceptions à la règle de l'octet ====
-**Exemples:**
+Certains atomes, notamment ceux des troisième période et au-delà, peuvent avoir plus de 8 électrons de valence (par exemple, le phosphore dans PCl₅). D'autres peuvent avoir moins de 8 électrons (radicaux libres).
-* **MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_3**: Géométrie tétraédrique (angle de liaison ≈ 109,5°).
+===== Chapitre 2 : Géométrie des molécules et théorie de la répulsion des paires électroniques de valence (VSEPR) =====
-* **MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_4**: Géométrie coudée (angle de liaison ≈ 104,5°).
-* **MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_5**: Géométrie pyramidale trigonale (angle de liaison ≈ 107°).
-===== Chapitre 2 : Électronégativité et polarisation des liaisons =====
+La **théorie VSEPR** (Valence Shell Electron Pair Repulsion) permet de prédire la géométrie d'une molécule en se basant sur la répulsion entre les paires électroniques (liantes et non liantes) autour de l'atome central. Les paires électroniques se repoussent mutuellement et s'arrangent de manière à minimiser cette répulsion.
-==== 2.1 Électronégativité ====
+==== 2.1 Principe de la théorie VSEPR ====
-L'**électronégativité** χ d'un atome est sa capacité à attirer les électrons d'une liaison covalente vers lui. Elle augmente de gauche à droite et de bas en haut dans le tableau périodique. L'échelle de Pauling est utilisée pour quantifier l'électronégativité.
+La géométrie d'une molécule est déterminée par le nombre total de paires électroniques autour de l'atome central (doublets liants et non liants). Plus précisément, ce sont les paires électroniques qui déterminent l'agencement des atomes dans l'espace.
-==== 2.2 Polarisation des liaisons ====
+  * L'ordre de répulsion est : doublet non liant - doublet non liant > doublet non liant - doublet liant > doublet liant - doublet liant. Un doublet non liant occupe plus de place qu'un doublet liant.
-Si les deux atomes d'une liaison covalente ont une électronégativité différente, la liaison est **polaire**. Les électrons sont plus attirés vers l'atome le plus électronégatif, créant une **polarisation** de la liaison. On représente cela par un moment dipolaire (µ) dirigé vers l'atome le plus électronégatif.
+==== 2.2 Exemples de géométries moléculaires ====
-**Exemples:**
+  * **AX₂:** Linéaire (angle de liaison de 180°). Exemple : CO₂.
+  * **AX₃:** Trigonal plane (angle de liaison de 120°). Exemple : BF₃.
+  * **AX₄:** Tétraédrique (angle de liaison de 109,5°). Exemple : CH₄.
+  * **AX₂E:** Coude ou plié (angle de liaison inférieur à 180°). Exemple : H₂O (angle de liaison environ 104,5°).
+  * **AX₃E:** Trigonal pyramidale. Exemple : NH₃.
-* Liaison C-H : liaison faiblement polaire (différence d'électronégativité faible).
+===== Chapitre 3 : Polarisation des liaisons et polarité des molécules =====
-* Liaison O-H : liaison polaire (différence d'électronégativité importante).
-===== Chapitre 3 : Caractère polaire ou apolaire des molécules =====
+==== 3.1 Électronégativité et polarisation des liaisons ====
-La polarité d'une molécule dépend de la polarité de ses liaisons et de sa géométrie.
+L'**électronégativité** d'un atome est sa capacité à attirer les électrons d'une liaison covalente. Une différence d'électronégativité entre deux atomes liés entraîne une **polarisation** de la liaison. La liaison devient **polaire**, avec une charge partielle négative (δ-) sur l'atome le plus électronégatif et une charge partielle positive (δ+) sur l'atome le moins électronégatif.
-==== 3.1 Molécules apolaires ====
+==== 3.2 Polarité des molécules ====
-Une molécule est **apolaire** si :
+La polarité d'une molécule dépend de la polarité de ses liaisons et de sa géométrie.
-* Ses liaisons sont apolaires (atomes identiques).
-* Ses liaisons polaires se compensent du fait de la géométrie symétrique de la molécule.
-**Exemple:** **MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_6** : les deux liaisons C=O sont polaires, mais la molécule est linéaire, donc les moments dipolaires s'annulent.
-==== 3.2 Molécules polaires ====
-Une molécule est **polaire** si la somme vectorielle des moments dipolaires de ses liaisons est non nulle. Cela est dû à une géométrie asymétrique ou à la présence de liaisons polaires non compensées.
+  * **Molécule polaire:** Une molécule est polaire si son moment dipolaire total est non nul. Cela se produit si les liaisons sont polaires et si la géométrie de la molécule empêche une compensation des moments dipolaires des liaisons. Exemple : H₂O.
-**Exemple:** **MATH//BLOCK//PLACEHOLDER_7**: les deux liaisons O-H sont polaires, et la géométrie coudée empêche la compensation des moments dipolaires.
+  * **Molécule apolaire:** Une molécule est apolaire si son moment dipolaire total est nul. Cela se produit si les liaisons sont apolaires ou si les moments dipolaires des liaisons se compensent du fait de la symétrie de la molécule. Exemple : CO₂.
 ===== Résumé =====
-* **Définitions clés:** **Liaison covalente**, **règle de l'octet**, **doublets liants**, **doublets non liants**, **lacunes électroniques**, **théorie VSEPR**, **électronégativité**, **polarisation**, **molécule polaire**, **molécule apolaire**.
+  * **Représentation de Lewis:** Méthode graphique pour visualiser la répartition des électrons de valence.
-* **Idées principales chapitre 1:** Représentation des molécules selon Lewis, exceptions à la règle de l'octet, géométrie des molécules selon VSEPR.
+  * **Règle de l'octet:** La plupart des atomes tendent à avoir 8 électrons de valence.
-* **Idées principales chapitre 2:** Notion d'électronégativité, polarisation des liaisons covalentes.
+  * **Doublet non liant:** Deux électrons appartenant à un seul atome.
-* **Idées principales chapitre 3:** Polarité des molécules, compensation des moments dipolaires.
+  * **Théorie VSEPR:** Prédit la géométrie moléculaire en se basant sur la répulsion des paires électroniques.
+  * **Électronégativité:** Capacité d'un atome à attirer les électrons d'une liaison.
+  * **Liaison polaire:** Liaison avec une différence d'électronégativité, créant des charges partielles (δ+ et δ-).
+  * **Molécule polaire:** Moment dipolaire total non nul.
+  * **Molécule apolaire:** Moment dipolaire total nul.
+  * **Chapitre 1:** Introduction à la représentation de Lewis et aux doublets liants et non liants.
+  * **Chapitre 2:** Présentation de la théorie VSEPR et des différentes géométries moléculaires.
+  * **Chapitre 3:** Définition de l'électronégativité, explication de la polarité des liaisons et des molécules.