Chapitre 8 Géométrie moléculaire et polarité

• Utiliser la méthode VSEPR pour déterminer la géométrie d’une molécule.
• Utiliser la méthode VSEPR pour déterminer des angles de liaison.
• Expliquer le concept de polarité et identifier une molécule polaire.
• Expliquer le concept de liaison intermoléculaire.
• Identifier les différents types de liaisons intermoléculaires.

La géométrie d’une molécule représente la disposition dans l’espace des atomes dans une molécule. Déterminer la structure d’un composé peut aider à connaître ses propriétés comme la polarité, la réactivité, la phase de la matière, la couleur, le magnétisme ou l’activité biologique.

8.1 La théorie VSEPR

Cette méthode (Valence Shell Electron Pair Repulsion) s’applique aux molécules avec un atome central et des liaisons covalentes. Elle est basée sur le fait que les liaisons et les paires libres vont s’organiser autour de l’atome central de façon à minimiser leurs répulsions.

On commence par définir le nombre stérique, NS.

\[ \begin{split} NS = m + n \end{split} \qquad \begin{split} &\text{avec} \\ &\text{m: nombre d'atomes liés à l'atome central} \\ &\text{n: nombre de paires libres de l'atome central} \end{split} \]

Ensuite, à chaque valeur de NS correspond une géométrie de molécule.

Table 8.1: Géométries VSEPR.

NS	nom	angles de liaisons	représentation	exemple
2	linéaire	180°
3	trigonale plan	120°
4	tétraèdre	109.5°
5	bipyramide trigonale	120° et 90°

Il existe des géométries pour des valeurs de NS supérieures à 5, mais elles ne sont pas représentées dans ce tableau.

A l’aide de la méthode VSEPR, dessinez la formule développée des molécules proposées ci-dessous et indiquez les angles de liaison.

\(NH_3\)

\(SO_3\)

\(H_2O\)

8.2 La polarité

La différence d’électronégativité entre les éléments chimiques qui composent une molécule induit une répartition dans l’espace de charges négatives et positives créant ainsi un dipôle (ou un multipôle). C’est-à-dire, un couple de charges de signe opposé distantes d’une longueur non nulle. C’est l’équivalent d’un minuscule aimant. On représente un dipôle par une flèche avec une base en croix et dont la flèche pointe vers l’atome le plus électronégatif.

Un dipôle peut se créer entre deux ions dans une liaison ionique ou entre des atomes dans une liaison covalente. Plus la différence d’électronégativité est grande, plus le moment dipolaire est important. La distance entre les charges et la géométrie de la molécule sont des facteurs qui influencent l’intensité du moment dipolaire. Le moment dipolaire est une mesure de la polarité d’une molécule.

Figure 8.1: Variation de l’intensité du dipôle

La polarité a une influence sur la réactivité chimique des molécules mais également sur certaines propriétés physiques comme la solubilité ou les températures de fusion et d’ébullition.

8.2.1 Molécules polaires

Mathématiquement, les moments dipolaires sont des vecteurs. Ils possèdent une intensité, une direction et un sens. Pour des molécules qui comportent plusieurs covalences polaires, on calcule le moment dipolaire net comme la somme vectorielle des moments dipolaires des différentes liaisons.

Figure 8.2: Dipôle résultant de l’addition des polarités des liaisons

L’ammoniac (\(NH_3\)), l’eau (\(H_2O\)) et le fluorure d’hydrogène (\(HF\)) sont des molécules polaires. Dans ces molécules une charge partielle négative est portée par les atomes d’azote, d’oxygène ou de fluor car ces atomes sont plus électronégatifs que l’hydrogène alors que ce dernier porte une charge partielle positive.

Les molécules polaires vont se comporter comme de petits aimants. Elles s’alignent les unes par rapport aux autres. L’extrémité négative d’une molécule attirant l’extrémité positive d’une autre molécule. De la même manière, les molécules polaires sont attirées par les ions. L’extrémité négative d’une molécule polaire sera attirée par un cation et l’extrémité positive sera attirée par un anion. Si elles sont placées dans un champs électrique, les molécules polaires vont s’orienter de manière préférentielle.

Figure 8.3: Comportement des molécules polaires

8.2.2 Molécules non-polaires

On dit des molécules qui ne contiennent pas de liaisons polaires qu’elles sont non polaires, comme par exemple, les molécules diatomiques formées de deux atomes d’un même élément. Les électrons de liaisons sont partagés équitablement entre les deux atomes. Cependant, ce ne sont pas le seul type de molécules non polaires.

Certaines molécules sont symétriques. La symétrie de ces molécules peut les rendre non polaires bien qu’elles contiennent des liaisons polaires. Les polarités de chaque liaison s’annulent à cause de la géométrie de la molécule.

Figure 8.4: Molécules non polaires

8.3 Forces intermoléculaires

Les forces intermoléculaires sont les forces qui agissent entre les molécules ou les atomes et les maintiennent rapprochés les uns des autres.

Dans les gaz, les forces intermoléculaires sont négligeables. Les molécules de gaz se déplacent indépendamment les unes des autres. Dans les liquides et les solides, par contre, les forces intermoléculaires sont suffisamment fortes pour maintenir les molécules proches les unes des autres. Plus les forces intermoléculaires sont fortes au sein d’une substance et plus les points de fusion et d’ébullition de la substance sont élevés. Ces forces sont également appelées forces de Van der Waals et peuvent être de trois types.

8.3.1 Les forces de dispersion (ou forces de London)

Ce sont des forces d’attraction de courte durée dues au mouvement constant des électrons au sein des molécules.

Dans le cas d’une molécule non polaire, en moyenne dans le temps, les électrons sont répartis uniformément dans la molécule. Par contre, de manière instantanée, il peut y avoir plus d’électrons à une extrémité de la molécule qu’à l’autre. À cet instant, la molécule présente une polarité de courte durée. Les électrons des molécules voisines sont attirés par l’extrémité positive de la molécule polarisée, ce qui entraîne une polarisation de la molécule voisine et la création d’une force d’attraction. Toutes les molécules subissent des forces de dispersion de London.

Figure 8.5: Apparition des forces de dispersion

8.3.2 Les interactions dipôle-dipôle

Ce sont les forces d’attraction entre les pôles positifs et négatifs des molécules polaires.

Les molécules polaires présentent un moment dipolaire net permanent. Les extrémités positives et négatives de différentes molécules sont attirées l’une vers l’autre par ce que l’on appelle une interaction dipôle-dipôle.

Figure 8.6: Molécules polaires et interaction dipôle-dipôle.

8.3.3 La liaison hydrogène (ou pont hydrogène)

C’est la force d’attraction entre un atome d’hydrogène lié à un atome électronégatif et un autre atome électronégatif voisin.

La liaison hydrogène est un type particulier d’interaction dipôle-dipôle. Les liaisons O-H, N-H et F-H sont très polaires. Il en résulte des attractions remarquablement fortes. L’eau, en particulier, est capable de former un vaste réseau tridimensionnel de liaisons hydrogène car chaque molécule possède deux hydrogènes et un atome électronégatif voisin.

Figure 8.7: Liaison hydrogène au sein de molécules d’eau

Les forces intermoléculaires influencent les propriétés d’une substance par leurs interactions entre molécules. Mais ces mêmes forces peuvent également agir entre différentes parties d’une même molécule. Ces interactions peuvent par exemple influencer la forme de macro-molécules biologiques comme les protéines et les acides nucléiques.

Figure 8.8: Paires de bases, liaisons hydrogène et ADN.

8.3.4 Résumé des forces intermoléculaires

Table 8.2: Comparatif des forces intermoléculaires.

Interaction	Intensité	Caractéristiques
Liaisons hydrogène	moyenne (8–40 kJ/mol)	entre liaisons O-H, N-H et/ou F-H
Interactions dipôle-dipôle	faible (14 kJ/mol)	entre molécules polaires
Forces de dispersion	faible (2–10 kJ/mol)	entre toutes molécules

Figure 8.9: Résumé des forces intermoléculaires