Géométrie Moléculaire du Dichlorométhane

Principe :

Le nombre d'électrons de valence d'un atome correspond au nombre d'électrons sur sa couche électronique externe. Pour les éléments des premières lignes du tableau périodique, il est souvent égal au numéro de sa colonne (en ignorant les métaux de transition).

Données spécifiques (Numéros atomiques Z) :

• Carbone (C) : \(Z = 6\)
• Hydrogène (H) : \(Z = 1\)
• Chlore (Cl) : \(Z = 17\)

Calculs/Détermination :

• Carbone (C) : Configuration électronique \(1s^2 2s^2 2p^2\). La couche de valence est la couche 2, avec \(2+2 = 4\) électrons de valence.
• Hydrogène (H) : Configuration électronique \(1s^1\). La couche de valence est la couche 1, avec \(1\) électron de valence.
• Chlore (Cl) : Configuration électronique \(1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5\). La couche de valence est la couche 3, avec \(2+5 = 7\) électrons de valence.

Principe :

L'atome central est généralement celui qui peut former le plus de liaisons (le moins électronégatif, à l'exception de H). On distribue les électrons de valence pour former des liaisons simples, puis on complète les octets (ou duets pour H) avec des doublets non liants.

Détermination :

L'atome de carbone (C) est l'atome central car il peut former 4 liaisons.

Nombre total d'électrons de valence à placer :

Structure :

1. Placer C au centre, entouré des deux H et des deux Cl.
2. Former une liaison simple (2 électrons) entre C et chaque atome périphérique : C-H (x2) et C-Cl (x2). Cela utilise \(4 \times 2 = 8\) électrons.
3. Il reste \(20 - 8 = 12\) électrons à placer.
4. Compléter l'octet des atomes de chlore (qui ont déjà 2 électrons de liaison) : chaque Cl a besoin de 6 électrons supplémentaires (3 doublets non liants). \(2 \times 6 = 12\) électrons.
5. Tous les électrons sont placés. L'hydrogène respecte la règle du duet (2 électrons). Le carbone a 4 liaisons (8 électrons), respectant la règle de l'octet. Chaque chlore a 1 liaison et 3 doublets non liants (8 électrons), respectant la règle de l'octet.

La structure de Lewis est donc :

Principe :

Dans la notation VSEPR \(AX_nE_m\) :

• A est l'atome central.
• X représente les atomes liés à l'atome central (doublets liants, une liaison multiple compte pour un X dans la détermination de la figure de répulsion).
• n est le nombre de doublets liants (ou d'atomes X).
• E représente les doublets non liants sur l'atome central.
• m est le nombre de doublets non liants E.

Analyse pour \(\text{CH}_2\text{Cl}_2\) :

L'atome central est le Carbone (A).

Il est lié à 4 autres atomes (2 H et 2 Cl), donc \(n=4\) (X\(_4\)).

Le carbone, dans la structure de Lewis établie, n'a pas de doublets non liants, donc \(m=0\).

Principe :

La géométrie électronique est déterminée par le nombre total de "directions" de paires d'électrons (\(n+m\)). La géométrie moléculaire ne considère que la position des atomes (les X).

Détermination :

Pour un type \(AX_4E_0\) (ou \(AX_4\)), il y a 4 directions de paires liantes autour de l'atome central et aucun doublet non liant.

• Géométrie électronique : Les 4 doublets liants se repoussent pour être le plus loin possible les uns des autres, adoptant une disposition **tétraédrique**.
• Géométrie moléculaire : Comme il n'y a pas de doublets non liants sur l'atome central, la géométrie moléculaire est la même que la géométrie électronique, c'est-à-dire **tétraédrique**.

Angles de liaison : Dans un tétraèdre parfait (comme dans \(\text{CH}_4\)), les angles sont de \(109,5^\circ\). Dans \(\text{CH}_2\text{Cl}_2\), les substituants ne sont pas identiques. Les atomes de chlore sont plus volumineux et plus électronégatifs que les atomes d'hydrogène. Cela peut entraîner de légères distorsions par rapport à un tétraèdre parfait. L'angle Cl-C-Cl pourrait être légèrement supérieur à \(109,5^\circ\) et l'angle H-C-H légèrement inférieur, ou inversement selon les répulsions stériques et électroniques. Cependant, pour une prédiction de niveau première, on considère souvent les angles comme étant **proches de \(109,5^\circ\)**.

Principe :

Une liaison est polaire si les deux atomes liés ont des électronégativités différentes. La molécule est polaire si la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison n'est pas nulle (c'est-à-dire si les polarités des liaisons ne s'annulent pas en raison de la symétrie de la molécule).

Électronégativités :

• \(\chi(\text{C}) = 2,55\)
• \(\chi(\text{H}) = 2,20\)
• \(\chi(\text{Cl}) = 3,16\)

Analyse de la polarité des liaisons :

• Liaison C-H : Différence d'électronégativité \(\Delta\chi = |2,55 - 2,20| = 0,35\). La liaison est faiblement polaire, avec une charge partielle positive sur H et négative sur C (\(\text{C}^{\delta-} - \text{H}^{\delta+}\)).
• Liaison C-Cl : Différence d'électronégativité \(\Delta\chi = |3,16 - 2,55| = 0,61\). La liaison est polaire, avec une charge partielle positive sur C et négative sur Cl (\(\text{C}^{\delta+} - \text{Cl}^{\delta-}\)).

Analyse de la polarité de la molécule :

La molécule \(\text{CH}_2\text{Cl}_2\) a une géométrie tétraédrique.

Même si la disposition des liaisons est globalement symétrique (tétraèdre), les liaisons ne sont pas toutes identiques. Les deux liaisons C-Cl sont plus polaires que les liaisons C-H et sont orientées différemment.

Imaginons le tétraèdre : les deux moments dipolaires des liaisons C-Cl s'additionnent vectoriellement pour donner un moment dipolaire résultant. De même pour les liaisons C-H. Comme les atomes de chlore sont plus électronégatifs que le carbone, et le carbone légèrement plus que l'hydrogène, il y aura une dissymétrie dans la répartition des charges.

La somme vectorielle des moments dipolaires des quatre liaisons ne sera pas nulle. Les moments dipolaires \(\vec{\mu}_{\text{C-Cl}}\) sont plus importants que les \(\vec{\mu}_{\text{C-H}}\) et ne se compensent pas parfaitement avec ceux des liaisons C-H en raison de la géométrie. La molécule présente donc un moment dipolaire résultant non nul.