Structure de Lewis du CH₂Cl₂
Déterminer la structure de Lewis de la molécule de dichlorométhane (CH₂Cl₂) et prédire sa géométrie moléculaire.
La structure de Lewis d'une molécule est une représentation qui montre la disposition des atomes et des électrons de valence (électrons de la couche externe). Elle permet de comprendre comment les atomes sont liés entre eux et de prédire la géométrie de la molécule.
Pour établir une structure de Lewis, on suit généralement ces étapes :
- Compter le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes de la molécule.
- Identifier l'atome central (généralement le moins électronégatif, à l'exception de l'hydrogène qui est toujours terminal).
- Relier l'atome central aux autres atomes par des liaisons simples (un doublet d'électrons).
- Répartir les électrons restants en doublets non liants sur les atomes terminaux pour satisfaire la règle de l'octet (ou du duet pour H).
- Si l'atome central n'a pas son octet, former des liaisons multiples (doubles ou triples) en utilisant des doublets non liants des atomes terminaux.
La géométrie moléculaire peut ensuite être prédite en utilisant la théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), qui stipule que les paires d'électrons (liantes et non liantes) autour de l'atome central se repoussent et s'arrangent pour minimiser cette répulsion.
Données du Problème
On souhaite déterminer la structure de Lewis de la molécule de dichlorométhane, de formule brute CH₂Cl₂.
Nombre d'électrons de valence pour chaque atome :
- Carbone (C) : 4 électrons de valence (groupe 14)
- Hydrogène (H) : 1 électron de valence (groupe 1)
- Chlore (Cl) : 7 électrons de valence (groupe 17)
Questions
- Calculer le nombre total d'électrons de valence (\(N_{val}\)) pour la molécule CH₂Cl₂.
- Identifier l'atome central et dessiner le squelette de la molécule en reliant l'atome central aux autres atomes par des liaisons simples. Combien d'électrons ont été utilisés pour ces liaisons ?
- Combien d'électrons de valence reste-t-il à répartir ?
- Répartir les électrons restants sous forme de doublets non liants sur les atomes terminaux (Cl et H) pour qu'ils respectent la règle de l'octet (pour Cl) ou du duet (pour H).
- Vérifier si l'atome central (C) respecte la règle de l'octet. Si non, comment procéder ?
- Dessiner la structure de Lewis complète de la molécule CH₂Cl₂.
- En utilisant la théorie VSEPR, déterminer le type AX\(n\)E\(m\) de la molécule autour de l'atome central et prédire sa géométrie moléculaire.
Correction : Structure de Lewis du CH₂Cl₂
1. Calcul du Nombre Total d'Électrons de Valence (\(N_{val}\))
On additionne les électrons de valence de chaque atome présent dans la molécule.
Données :
Carbone (C) : 1 atome \(\times\) 4 e⁻/atome = 4 e⁻
Hydrogène (H) : 2 atomes \(\times\) 1 e⁻/atome = 2 e⁻
Chlore (Cl) : 2 atomes \(\times\) 7 e⁻/atome = 14 e⁻
Le nombre total d'électrons de valence pour CH₂Cl₂ est de 20.
2. Identification de l'Atome Central et Squelette
L'atome central est généralement celui qui peut former le plus de liaisons, ou le moins électronégatif (sauf H). Ici, le carbone (C) est l'atome central car il est moins électronégatif que le chlore et peut former 4 liaisons. L'hydrogène est toujours terminal.
On relie C aux deux H et aux deux Cl par des liaisons simples. Chaque liaison simple utilise 2 électrons.
Squelette : H - C - H et C - Cl et C - Cl (avec C au centre).
Nombre de liaisons simples formées : 4 (C-H, C-H, C-Cl, C-Cl).
Électrons utilisés pour les liaisons : \(4 \text{ liaisons} \times 2 \text{ e⁻/liaison} = 8 \text{ électrons}\).
L'atome central est le Carbone (C). 8 électrons sont utilisés pour former les 4 liaisons simples du squelette.
Quiz Intermédiaire : Électrons de Valence
3. Nombre d'Électrons de Valence Restants
On soustrait les électrons utilisés pour les liaisons du nombre total d'électrons de valence.
Données :
\(N_{val} = 20 \text{ e⁻}\)
Électrons utilisés = 8 e⁻
Il reste 12 électrons de valence à répartir.
4. Répartition des Électrons Restants sur les Atomes Terminaux
On place les électrons restants sous forme de doublets non liants sur les atomes terminaux (Cl et H) pour satisfaire la règle de l'octet (8 e⁻ pour Cl) ou du duet (2 e⁻ pour H).
- Chaque atome d'Hydrogène (H) a déjà 2 électrons (1 liaison simple), respectant la règle du duet. Il ne reçoit pas de doublets non liants.
- Chaque atome de Chlore (Cl) a déjà 2 électrons (1 liaison simple). Pour atteindre l'octet (8 e⁻), il lui faut \(8 - 2 = 6\) électrons supplémentaires, soit 3 doublets non liants.
Pour les deux atomes de Chlore : \(2 \text{ atomes Cl} \times 3 \text{ doublets/Cl} \times 2 \text{ e⁻/doublet} = 12 \text{ électrons}\).
Les 12 électrons restants sont donc placés sur les deux atomes de chlore (6 électrons, soit 3 doublets non liants, par atome de chlore).
Les 12 électrons restants sont répartis en 3 doublets non liants sur chaque atome de chlore. Les atomes d'hydrogène respectent déjà la règle du duet.
5. Vérification de la Règle de l'Octet pour l'Atome Central (C)
L'atome de carbone (C) est lié par 4 liaisons simples. Chaque liaison compte pour 2 électrons dans son entourage.
Nombre d'électrons autour de C : \(4 \text{ liaisons} \times 2 \text{ e⁻/liaison} = 8 \text{ électrons}\).
L'atome de carbone respecte la règle de l'octet.
L'atome de carbone central respecte la règle de l'octet avec 8 électrons (4 doublets liants).
6. Structure de Lewis Complète de CH₂Cl₂
En combinant les informations précédentes, on obtient la structure de Lewis.
La structure de Lewis montre le carbone central lié à deux hydrogènes et deux chlores par des liaisons simples, chaque chlore portant trois doublets non liants.
Quiz Intermédiaire : Règle de l'Octet
7. Géométrie Moléculaire (VSEPR)
L'atome central est le carbone (C). Il est entouré de :
- 4 doublets liants (deux liaisons C-H et deux liaisons C-Cl).
- 0 doublet non liant sur le carbone.
La molécule est donc de type AX₄E₀ (ou simplement AX₄).
Selon la théorie VSEPR, une molécule de type AX₄ a une géométrie tétraédrique autour de l'atome central. Les angles de liaison sont proches de 109.5°.
La molécule CH₂Cl₂ est de type AX₄ autour du carbone. Sa géométrie moléculaire est tétraédrique.
Quiz : Testez vos connaissances !
Glossaire des Termes Clés
Structure de Lewis :
Représentation schématique des liaisons covalentes et des doublets d'électrons non liants dans une molécule ou un ion polyatomique.
Électrons de Valence :
Électrons de la couche électronique la plus externe d'un atome, impliqués dans la formation des liaisons chimiques.
Règle de l'Octet :
Tendance des atomes (sauf H, He, Li, Be, B) à s'entourer de huit électrons de valence (liants et non liants) pour atteindre une configuration électronique stable.
Règle du Duet :
Tendance de l'atome d'hydrogène (et d'autres petits atomes comme He, Li) à s'entourer de deux électrons de valence.
Liaison Covalente :
Partage d'un ou plusieurs doublets d'électrons entre deux atomes.
Doublet Non Liant :
Paire d'électrons de valence appartenant à un seul atome et non impliquée dans une liaison covalente.
Théorie VSEPR :
(Valence Shell Electron Pair Repulsion) Théorie permettant de prédire la géométrie tridimensionnelle des molécules en se basant sur la répulsion électrostatique entre les paires d'électrons de la couche de valence de l'atome central.
Géométrie Tétraédrique :
Arrangement spatial où un atome central est lié à quatre autres atomes (ou groupes d'atomes) situés aux sommets d'un tétraèdre. Les angles de liaison idéaux sont de 109.5°.
Questions d'Ouverture ou de Réflexion
1. Le dichlorométhane (CH₂Cl₂) est une molécule polaire. Expliquez pourquoi, en considérant sa géométrie et l'électronégativité des atomes.
2. Comment la présence de doublets non liants sur l'atome central affecte-t-elle la géométrie moléculaire prédite par la VSEPR par rapport à une situation où il n'y aurait que des doublets liants ?
3. Comparez la structure de Lewis et la géométrie du CH₂Cl₂ avec celles du tétrachlorométhane (CCl₄) et du méthane (CH₄).
4. Certaines molécules ne respectent pas la règle de l'octet (octet incomplet ou octet étendu). Citez un exemple pour chaque cas et dessinez leur structure de Lewis.
5. Qu'est-ce que la notion de charge formelle et comment peut-elle aider à choisir entre plusieurs structures de Lewis possibles pour une même molécule ?
D’autres exercices de chimie terminale:
0 commentaires