Physique-Chimie · 1ère Année Bac — Sciences Expérimentales

Géométrie de quelques molécules

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

La géométrie d'une molécule dépend de la disposition des électrons autour de l'atome central pour minimiser les répulsions. On utilise la théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion).

1. La structure de Lewis : Elle permet de visualiser les électrons de valence et les liaisons (simples, doubles ou triples).

2. Les domaines électroniques : Autour de l'atome central, on distingue :

Les doublets liants (liaisons avec d'autres atomes).
Les doublets non-liants (paires d'électrons appartenant uniquement à l'atome central).

3. Les formes géométriques principales :

2 domaines (ex: $CO_2$ ) $\rightarrow$ Géométrie linéaire (angle $\approx 180^\circ$ ).
3 domaines :
- 3 liaisons $\rightarrow$ Trigonal plan (angle $\approx 120^\circ$ ).
- 2 liaisons + 1 doublet non-liant $\rightarrow$ Coudée (angle $< 120^\circ$ ).
4 domaines :
- 4 liaisons $\rightarrow$ Tétraédrique (angle $\approx 109,5^\circ$ ).
- 3 liaisons + 1 doublet non-liant $\rightarrow$ Pyramidale (angle $< 109,5^\circ$ ).
- 2 liaisons + 2 doublets non-liants $\rightarrow$ Coudée (angle $\approx 104,5^\circ$ ).

4. Règle de répulsion : La répulsion entre doublets non-liants est plus forte que la répulsion entre doublets liants. Cela réduit l'angle de liaison.

Méthodes à maîtriser

Tracer la structure de Lewis :
- Compter le nombre total d'électrons de valence.
- Placer l'atome central (celui qui peut faire le plus de liaisons).
- Former les liaisons simples, puis compléter les octets.
Déterminer la géométrie :
- Identifier l'atome central.
- Compter le nombre de doublets liants ( $n$ ) et de doublets non-liants ( $m$ ).
- Utiliser le modèle de répulsion pour nommer la forme.

Exemples corrigés

Exemple 1 : La molécule de Méthane ( $CH_4$ )

Atome central : $C$ (4 électrons de valence).
Liaisons : 4 liaisons simples avec $H$ .
Doublets non-liants sur $C$ : 0.
Géométrie : 4 domaines $\rightarrow$ Tétraédrique.

Exemple 2 : La molécule d'Eau ( $H_2O$ )

Atome central : $O$ (6 électrons de valence).
Liaisons : 2 liaisons simples avec $H$ .
Doublets non-liants sur $O$ : $(6 - 2)/2 = 2$ doublets.
Géométrie : 4 domaines (2 liants + 2 non-liants) $\rightarrow$ Coudée.

Erreurs fréquentes

Oublier les doublets non-liants : C'est l'erreur la plus grave, car cela change totalement la forme de la molécule.
Confondre géométrie et forme : La géométrie concerne tous les électrons, la forme ne concerne que la position des atomes.
Mauvais calcul des électrons : Toujours vérifier la règle de l'octet (8 électrons pour $C, N, O$ et 2 pour $H$ ).

L'essentiel du cours

La géométrie d'une molécule dépend de la disposition des électrons autour de l'atome central pour minimiser les répulsions. On utilise la théorie VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion).

1. La structure de Lewis : Elle permet de visualiser les électrons de valence et les liaisons (simples, doubles ou triples).

2. Les domaines électroniques : Autour de l'atome central, on distingue :

Les doublets liants (liaisons avec d'autres atomes).
Les doublets non-liants (paires d'électrons appartenant uniquement à l'atome central).

3. Les formes géométriques principales :

2 domaines (ex: $CO_2$) $\rightarrow$ Géométrie linéaire (angle $\approx 180^\circ$).
3 domaines :
- 3 liaisons $\rightarrow$ Trigonal plan (angle $\approx 120^\circ$).
- 2 liaisons + 1 doublet non-liant $\rightarrow$ Coudée (angle $< 120^\circ$).
4 domaines :
- 4 liaisons $\rightarrow$ Tétraédrique (angle $\approx 109,5^\circ$).
- 3 liaisons + 1 doublet non-liant $\rightarrow$ Pyramidale (angle $< 109,5^\circ$).
- 2 liaisons + 2 doublets non-liants $\rightarrow$ Coudée (angle $\approx 104,5^\circ$).

4. Règle de répulsion : La répulsion entre doublets non-liants est plus forte que la répulsion entre doublets liants. Cela réduit l'angle de liaison.

Méthodes à maîtriser

Tracer la structure de Lewis :
- Compter le nombre total d'électrons de valence.
- Placer l'atome central (celui qui peut faire le plus de liaisons).
- Former les liaisons simples, puis compléter les octets.
Déterminer la géométrie :
- Identifier l'atome central.
- Compter le nombre de doublets liants ($n$) et de doublets non-liants ($m$).
- Utiliser le modèle de répulsion pour nommer la forme.

Exemples corrigés

Exemple 1 : La molécule de Méthane ($CH_4$)

Atome central : $C$ (4 électrons de valence).
Liaisons : 4 liaisons simples avec $H$.
Doublets non-liants sur $C$ : 0.
Géométrie : 4 domaines $\rightarrow$ Tétraédrique.

Exemple 2 : La molécule d'Eau ($H_2O$)

Atome central : $O$ (6 électrons de valence).
Liaisons : 2 liaisons simples avec $H$.
Doublets non-liants sur $O$ : $(6 - 2)/2 = 2$ doublets.
Géométrie : 4 domaines (2 liants + 2 non-liants) $\rightarrow$ Coudée.

Erreurs fréquentes

Oublier les doublets non-liants : C'est l'erreur la plus grave, car cela change totalement la forme de la molécule.
Confondre géométrie et forme : La géométrie concerne tous les électrons, la forme ne concerne que la position des atomes.
Mauvais calcul des électrons : Toujours vérifier la règle de l'octet (8 électrons pour $C, N, O$ et 2 pour $H$).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Géométrie de quelques molécules

1/4

Quelle est la géométrie de la molécule $BF_3$ ?

❓ Questions fréquentes

Comment dessiner la structure de Lewis d'une molécule ?

Compte le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes.
Place l'atome central (souvent le moins électronégatif, sauf $H$ ).
Relie les atomes par des liaisons simples.
Répartis les électrons restants pour compléter l'octet de chaque atome (ou le duet pour $H$ ).

💡 À retenir : Vérifie toujours que chaque atome respecte la règle de l'octet à la fin.

Compte le nombre total d'électrons de valence de tous les atomes.
Place l'atome central (souvent le moins électronégatif, sauf $H$).
Relie les atomes par des liaisons simples.
Répartis les électrons restants pour compléter l'octet de chaque atome (ou le duet pour $H$).

💡 À retenir : Vérifie toujours que chaque atome respecte la règle de l'octet à la fin.

Chno hiya l-atome central f l-molécule ?

L'atome central est l'atome qui se trouve au milieu de la molécule et qui est lié à tous les autres atomes. En général, c'est l'atome qui possède le plus grand nombre de liaisons possibles (comme le Carbone ou l'Azote). L'Hydrogène ( $H$ ) n'est jamais l'atome central car il ne peut faire qu'une seule liaison.

💡 À retenir : L'atome central est le "pivot" de la structure.

L'atome central est l'atome qui se trouve au milieu de la molécule et qui est lié à tous les autres atomes. En général, c'est l'atome qui possède le plus grand nombre de liaisons possibles (comme le Carbone ou l'Azote). L'Hydrogène ($H$) n'est jamais l'atome central car il ne peut faire qu'une seule liaison.

💡 À retenir : L'atome central est le "pivot" de la structure.

Pourquoi l'angle de la molécule d'eau (H2O) est plus petit que celui du méthane (CH4) ?

Dans $CH_4$ , il y a 4 doublets liants qui se repoussent de manière égale.
Dans $H_2O$ , il y a 2 doublets non-liants sur l'oxygène.
Les doublets non-liants occupent plus d'espace et "poussent" les liaisons $O-H$ vers le bas. Cette répulsion accrue diminue l'angle de liaison.

💡 À retenir : Doublet non-liant = plus de place = angle plus petit.

Dans $CH_4$, il y a 4 doublets liants qui se repoussent de manière égale.
Dans $H_2O$, il y a 2 doublets non-liants sur l'oxygène.
Les doublets non-liants occupent plus d'espace et "poussent" les liaisons $O-H$ vers le bas. Cette répulsion accrue diminue l'angle de liaison.

💡 À retenir : Doublet non-liant = plus de place = angle plus petit.

Kifach n3raf ch7al men doublet non-liant 3endi f l-atome central ?

Regarde le nombre d'électrons de valence de l'atome central.
Soustrais le nombre d'électrons utilisés pour les liaisons (1 par liaison simple, 2 par liaison double).
Divise le résultat par 2. Exemple pour $O$ dans $H_2O$ : 6 (valence) - 2 (liaisons) = 4 électrons $\rightarrow$ 2 doublets.

💡 À retenir : $n_{doublets} = \frac{V_{valence} - n_{électrons\_liants}}{2}$ .

Regarde le nombre d'électrons de valence de l'atome central.
Soustrais le nombre d'électrons utilisés pour les liaisons (1 par liaison simple, 2 par liaison double).
Divise le résultat par 2. Exemple pour $O$ dans $H_2O$ : 6 (valence) - 2 (liaisons) = 4 électrons $\rightarrow$ 2 doublets.

💡 À retenir : $n_{doublets} = \frac{V_{valence} - n_{électrons_liants}}{2}$.

Est-ce qu'une double liaison compte pour un ou deux domaines ?

Dans le modèle VSEPR, une double liaison (ou triple liaison) est considérée comme un seul domaine électronique pour la géométrie globale, car elle occupe une seule direction spatiale par rapport à l'atome central.

💡 À retenir : 1 liaison double = 1 domaine de répulsion.

Chno l-farq bin CO2 w SO2 f l-chkel ?

$CO_2$ : Le Carbone a 4 électrons de valence, il fait 2 doubles liaisons et a 0 doublet non-liant. Forme : Linéaire.
$SO_2$ : Le Soufre a 6 électrons de valence, il fait 2 doubles liaisons et possède 1 doublet non-liant. Forme : Coudée.

💡 À retenir : Le doublet non-liant change la forme de linéaire à coudée.

$CO_2$ : Le Carbone a 4 électrons de valence, il fait 2 doubles liaisons et a 0 doublet non-liant. Forme : Linéaire.
$SO_2$ : Le Soufre a 6 électrons de valence, il fait 2 doubles liaisons et possède 1 doublet non-liant. Forme : Coudée.

💡 À retenir : Le doublet non-liant change la forme de linéaire à coudée.

Kifach n3raf la géométrie est "trigonal plan" ?

Une molécule est trigonal plane si l'atome central est lié à 3 autres atomes et qu'il ne possède aucun doublet non-liant (ex: $BF_3$ ). Les trois liaisons sont réparties à $120^\circ$ dans un même plan.

💡 À retenir : 3 liaisons + 0 doublet non-liant = Trigonal plan.

Une molécule est trigonal plane si l'atome central est lié à 3 autres atomes et qu'il ne possède aucun doublet non-liant (ex: $BF_3$). Les trois liaisons sont réparties à $120^\circ$ dans un même plan.

💡 À retenir : 3 liaisons + 0 doublet non-liant = Trigonal plan.

Pourquoi l'Hydrogène n'est jamais l'atome central ?

L'atome d'Hydrogène ne possède qu'un seul électron de valence et ne peut former qu'une seule liaison pour respecter la règle du duet. Pour être un atome central, il faut pouvoir se lier à au moins deux autres atomes.

💡 À retenir : $H$ est toujours en périphérie.

Chno hiya la différence entre la géométrie et la forme ?

La géométrie décrit la position de tous les électrons (liants et non-liants). La forme (ou morphologie) ne décrit que la position des noyaux des atomes.

💡 À retenir : La forme est une simplification de la géométrie.

Est-ce que l'angle de 109,5^circ est toujours vrai pour un tétraèdre ?

C'est l'angle idéal pour un tétraèdre parfait (comme $CH_4$ ). Si des atomes différents sont liés ou s'il y a des doublets non-liants, l'angle variera légèrement, mais restera proche de cette valeur.

💡 À retenir : $109,5^\circ$ est la valeur de référence pour 4 domaines.

C'est l'angle idéal pour un tétraèdre parfait (comme $CH_4$). Si des atomes différents sont liés ou s'il y a des doublets non-liants, l'angle variera légèrement, mais restera proche de cette valeur.

💡 À retenir : $109,5^\circ$ est la valeur de référence pour 4 domaines.

Kifach n7seb l-angle de liaison f un exercice ?

En général, on ne le calcule pas par une formule mathématique complexe au lycée, on le déduit de la géométrie :

Linéaire $\rightarrow 180^\circ$
Trigonal plan $\rightarrow 120^\circ$
Tétraédrique $\rightarrow 109,5^\circ$

💡 À retenir : Apprends les angles par cœur selon la forme.

En général, on ne le calcule pas par une formule mathématique complexe au lycée, on le déduit de la géométrie :

Linéaire $\rightarrow 180^\circ$
Trigonal plan $\rightarrow 120^\circ$
Tétraédrique $\rightarrow 109,5^\circ$

💡 À retenir : Apprends les angles par cœur selon la forme.

Pourquoi les électrons se repoussent-ils ?

Les électrons portent tous une charge électrique négative. Selon les lois de l'électrostatique, des charges de même signe s'excluent mutuellement. Ils cherchent donc la position la plus éloignée possible les uns des autres.

💡 À retenir : Répulsion = même charge (négative).

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Exercice 1 : Niveau Facile Soit la molécule de chlorure de béryllium $BeCl_2$ . On donne : $Z(Be) = 4$ et $Z(Cl) = 17$ .

Dessiner la structure de Lewis de $BeCl_2$ .
Identifier l'atome central et le nombre de doublets liants et non-liants sur cet atome.
En déduire la géométrie de la molécule.

Exercice 2 : Niveau Moyen On considère les molécules d'ammoniac $NH_3$ et de méthane $CH_4$ .

Rappeler le nombre d'électrons de valence de $N$ et $C$ .
Donner la structure de Lewis de chaque molécule.
Comparer le nombre de doublets non-liants sur l'atome central.
Déduire et comparer la géométrie de ces deux molécules.

Exercice 3 : Niveau Difficile (Examen) On étudie la molécule de dioxyde de soufre $SO_2$ . On donne : $Z(S) = 16$ et $Z(O) = 8$ .

Écrire la configuration électronique de l'atome de Soufre ( $S$ ).
Déterminer le nombre d'électrons de valence du soufre.
Dessiner la structure de Lewis de $SO_2$ en respectant la règle de l'octet pour tous les atomes.
Préciser la géométrie de la molécule $SO_2$ en justifiant par le nombre de domaines électroniques.

Exercice 1

Exercice 1 : Niveau Facile Soit la molécule de chlorure de béryllium $BeCl_2$. On donne : $Z(Be) = 4$ et $Z(Cl) = 17$.

Dessiner la structure de Lewis de $BeCl_2$.
Identifier l'atome central et le nombre de doublets liants et non-liants sur cet atome.
En déduire la géométrie de la molécule.

Exercice 2 : Niveau Moyen On considère les molécules d'ammoniac $NH_3$ et de méthane $CH_4$.

Rappeler le nombre d'électrons de valence de $N$ et $C$.
Donner la structure de Lewis de chaque molécule.
Comparer le nombre de doublets non-liants sur l'atome central.
Déduire et comparer la géométrie de ces deux molécules.

Exercice 3 : Niveau Difficile (Examen) On étudie la molécule de dioxyde de soufre $SO_2$. On donne : $Z(S) = 16$ et $Z(O) = 8$.

Écrire la configuration électronique de l'atome de Soufre ($S$).
Déterminer le nombre d'électrons de valence du soufre.
Dessiner la structure de Lewis de $SO_2$ en respectant la règle de l'octet pour tous les atomes.
Préciser la géométrie de la molécule $SO_2$ en justifiant par le nombre de domaines électroniques.

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